Залізо

На зовнішньому електронному шарі атом має 2 електрони. При збудженні атома один з електронів може перейти на 4p орбіталь. На зовнішньому рівні може бути 6 неспарених електронів. Залізо виявляє ступінь окиснення +2 і +3, але максимальний можливий ступінь окиснення +6.

Знаходження в природі Fe

Залізо належить до одним із найпоширеніших хімічних елементів у земній корі. За змістом воно друге місці серед металів.

Основні природні мінерали заліза:
FeS₂ - Пірит, сірий колчедан, залізний колчедан
Fe₂O₃ - гематит, залізний блиск, червоний залізняк
Fe₂O₃*nH₂O - лимоніт, бурий залізняк
Fe₃O₄ - Магнетит (магнітний залізняк), залізна окалина
FeOOH - Гетит, залізна руда голчаста
FeOOH*nH2O - Гідрогетит
Fe(CO₃) - сидерит, залізний шпат

Отримання Fe

У лабораторних умовах залізо можна одержати такими способами:
1) відновленням Fe₂O₃ чистим воднем;
Fe₂O₃+H₂=H₂O+Fe
2) алюмотермія (при нагріванні)
Fe₂O₃+Al=Al₂O₃+Fe
3) електроліз водних розчинів солей заліза (ІІ)

У промисловості залізо одержують із руд у доменній печі.

Доменна піч являє собою вертикальну піч заввишки 20-35 метрів. У ній безперервно за високої температури відбувається доменний процес:

1. Зверху подається залізна руда, кокс та флюси (карбонати кальцію та магнію);
2. Знизу надходить повітря, збагачене киснем.
3. В результаті відновлювальних процесів із руди виходить залізо.

Фізичні властивості Fe

• Сріблясто-білий метал із сіруватим відтінком
• Пластичний
• Різні домішки (зокрема вуглець) підвищує його твердість та крихкість.
• Яскраво виражені магнітні властивості
• Високі температури плавлення та кипіння

Хімічні властивості Fe

Залізо метал з невисокою хімічною активністю. За звичайних умов він інертний до сильних окислювачів, але при нагріванні його активність збільшується.

Залізо реагує з простими речовинами при нагріванні:

2. З фосфором та кремнієм

При високих температурах розпечене залізо взаємодіє з парами води:

На вологому повітрі може відбуватися корозія заліза:

Концентровані розчини сірчаної та азотної кислоти за звичайних умов пасивують поверхню заліза. Залізо розчиняється у цих кислотах тільки при нагріванні.

Залізо в електрохімічному ряду напруги металів стоїть перед воднем, тому воно може реагувати з мінеральними кислотами. Якщо при реакції виділятиметься водень, то утворюється сіль Fe (II):

Залізо може витісняти малоактивні метали (які стоять в ЕХР напруги металів після Fe) з розчинів їх солей. Fe+CuSO₄= FeSO₄+Cu

Оксиди заліза

Найбільш поширені сполуки заліза зі ступенем окиснення +2 та +3. Відомий і змішаний оксид заліза Fe₃O₄ або FeO*Fe₂O₃.

Оксид заліза (II) можна отримати різними методами:

Оксид заліза (II) – типовий основний оксид.

1. При взаємодії FeO із кислотними оксидами утворюються відповідні солі.

1. FeO взаємодіє з розчинними кислотами. У цьому також утворюються відповідні солі.

1. Оксид заліза ІІ з водою не реагує.
2. При взаємодії з концентрованою азотною кислотою утворюються нітрат заліза (III), оксид азоту (IV) та вода:
3. FeO легко окислюється до сполук заліза (III).

При взаємодії із розведеною азотною кислотою утворюється оксид азоту (II). Реакція відбувається при нагріванні:

Оксид заліза (III) – це тверда речовина, нерозчинна у воді червоно-бурого кольору.

Оксид заліза (III) можна отримати різними способами:

Оксид заліза (ІІІ) – амфотерний оксид.

1. При взаємодії Fe₂O₃ з кислотними оксидами та кислотами утворюються відповідні солі.

1. Взаємодіє з лугами та основними оксидами лише у розплаві з утворенням відповідних солей (феритів).

1. Fe₂O₃ з водою не реагує.
2. Окислюється сильними окисниками до сполук заліза (VI).

Нітрати та нітрити в лужному середовищі окислюють оксид заліза (III):
Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH = 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

Може реагувати з активнішими металами.
Алюмотермія:
Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃

1. Оксид заліза (III) – твердий, нелеткий та амфотерний. При сплавленні він витісняє летючі оксиди (вуглекислий газ) із солей.

Оксид заліза (II, III) (залізна окалина, магнетит) – це тверда, нерозчинна у воді речовина чорного кольору.

Оксид заліза (II, III) можна отримати різними способами:

1. При високій температурі розпечене залізо реагує з парами води з утворенням подвійного оксиду заліза (II, III):

Властивості оксиду заліза (II, III) визначаються властивостями двох оксидів, з яких складається: основного оксиду заліза (II) і амфотерного оксиду заліза (III).

1. При взаємодії оксиду заліза (II, III) з кислотними оксидами та кислотами утворюються відповідні солі заліза (II) та заліза (III).

1. Реагує з сильними кислотами-окислювачами (сірчано-концентрованою та азотною).

Розведеною азотною кислотою Fe₃O₄ окислюється при нагріванні:
3Fe₃O₄ + 28HNO_3(розб.) = 9Fe(NO₃)₃ + NO + 14H₂O

1. Із водою не взаємодіє.
2. Fe₃O₄ окислюється сильними окислювачами до сполук заліза (VI), як та інші оксиди заліза.
3. Виявляє окисні властивості.

Оксид заліза (II, III) реагує з чадним газом під час нагрівання. При цьому можливе відновлення як чистого заліза, так і до оксиду заліза (II):
Fe₃O₄ + 4CO = 3Fe + 4CO₂

Оксид заліза (ІІ, ІІІ) реагує з більш активними металами.

Гідроксиди заліза

Гідроксид заліза (II) можна отримати:

Властивості гідроксиду заліза (II):

1. Виявляє основні властивості – реагує із кислотами. У цьому утворюються відповідні солі.

1. Виявляє сильні відновлювальні властивості. У цьому утворюються сполуки заліза (III).

Гідроксид заліза (III) можна отримати:

1. При взаємодії розчинних солей заліза (III) із розчинами карбонатів. Карбонат заліза (III), що утворюється, піддаються незворотному гідролізу у водному розчині.

Гідроксид заліза (III) виявляє такі властивості:

1. Слабовиражені амфотерні. Як основа, гідроксид заліза (III) реагує з розчинними кислотами.

1. Взаємодіє з лугами у розплавах із заснуванням відповідних солей — феритів. При цьому гідроксид заліза (ІІІ) виявляє кислотні властивості.

Солі заліза

Нітрат заліза (II) при нагріванні розкладається на оксид заліза (III), оксид азоту (IV) та кисень:

Гідроліз солей заліза

Розчинні солі заліза, утворені кислотними залишками сильних кислот, гідролізуються по катіону. Гідроліз протікає оборотно кількома ступенями.

Проте сульфіти і карбонати заліза (III) та його кислі солі гідролізуються незворотно, повністю, тобто. у водному розчині не існують, а розкладаються водою:

При взаємодії сполук заліза (III) із сульфідами протікає ОВР:
2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

Окислювальні властивості заліза (III)

Солі заліза (III) під виявляють досить сильні окисні властивості.Так, при взаємодії сполук заліза (III) із сульфідами протікає окислювально-відновна реакція.

2FeCl₃ + 3Na₂S_{(надлишок)} = 2FeS + S + 6NaCl
2FeCl_{3 (надлишок)} + Na₂S = 2FeCl₂ + S + 2NaCl

За таким же принципом солі заліза (III) реагують із сірководнем:
2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

Солі заліза (III) також вступають у окисно-відновлювальні реакції з йодидами.
2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

Феріти – солі неіснуючої у вільному вигляді залізистої кислоти HFeO (ферит натрію NaFeO₂).

Зазвичай ферити натрію або калію одержують сплавленням оксиду заліза (III) з карбонатом натрію або калію:

У техніці ферити називають продукти спікання (при температурі 1000-1400 С) порошків оксиду заліза (III) і деяких оксидів двовалентних металів (Zn, Ni, Mn):

Ферати – солі залізної кислоти H₂FeO₂. Тут залізо перебуває у своїй мірі окислення +6.

Якщо нагріти тирсу або оксид заліза(III) з нітратом і гідроксидом калію, то утворюється сплав, що містить феррат калію: K2FeO4:

При розчиненні сплаву у воді виходить червоно-фіолетовий розчин, з якого дією хлориду барію можна осадити нерозчинний у воді феррат барію BaFeO₄:

Усі ферати – сильні оксилители (сильніші, ніж перманганати). H2FeO4 та FeO3 у вільному стані не отримані.

Зміст

• Будова речовини
• Будова атома
• Хімічні зв'язки
• Валентність
• Ступінь окислення
• Кристалічні грати
• Неорганічна хімія
• Класифікація неорганічних сполук. Правила номенклатури та тривіальні назви
• Гідроліз солей у водному розчині
• Розкладання солей
• Оксиди
• Загальні властивості металів
• Лужні метали
• Оксиди та гідроксиди лужних металів
• Неокислювальні кислоти
• Реакції іонного обміну
• Сірчана кислота
• Азотна кислота
• Лужноземельні метали
• Мідь Срібло та їх з'єднання
• Хром та його сполуки
• Залізо
• Марганець та його сполуки
• Водень та кисень
• Галогени
• Халькоген. Сірка та селен.
• Азот
• Фосфор
• Вуглець та кремній
• Органічна хімія
• Основи органічної хімії
• Класифікація органічних сполук
• Номенклатура вуглеводнів
• Алканів. Хімічні властивості та отримання
• Алкени
• Циклоалкани та циклоалкени
• Алкадієни
• Алкіни
• Арени
• Номенклатура органічних функціональних похідних
• Спирти
• Альдегіди
• Кетони
• Складні ефіри
• Аміни
• Амінокислоти
• 33 завдання з хімії в ЄДІ.
• Загальна хімія
• Типи хімічних реакцій у неорганічній хімії
• Швидкість хімічної реакції
• Хімічна рівновага. Чинники, що впливають на зміщення хімічної рівноваги.
• Хімічна рівновага. Завдання на реактори.
• Гідроліз
• Розчинність: теорія та завдання 26 та 34
• Хімічна технологія
• Класична термодинаміка

Залізо в хімії: властивості та походження (загальна характеристика, будова та хімічні реакції)

Залізо (Fe від лат. Ferrum) – елемент восьмої групи (за старою класифікацією – латеральна підгрупа восьмої групи) четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 26. Один із найпоширеніших у земній корі: друге місце після алюмінію.
Проста речовина залізо є ковким металом сріблясто-білого кольору з високою хімічною активністю: залізо швидко піддається корозії при високих температурах або високій вологості повітря. У чистому кисні залізо горить, а в дрібнодисперсному стані самозаймається на повітрі.
Насправді залізом часто називають його сплави з низьким вмістом домішок (до 0,8%), що зберігають м'якість та пластичність чистого металу. Але на практиці найчастіше застосовують сплави заліза з вуглецем: сталь (до 2,14 % за масою вуглецю) і чавун (більше 2,14 % за масою вуглецю), а також нержавіючу сталь (леговану) з додаванням легуючих металів (хром, марганець) , нікель та ін). Поєднання специфічних властивостей заліза та його сплавів робить його "металом номер 1" за важливістю для людини.
У природі залізо рідко зустрічається у чистому вигляді, найчастіше воно зустрічається у складі залізо-нікелевих метеоритів. Поширеність заліза в земній корі становить 4,65% (4 місце після O, Si, Al). Також вважається, що залізо становить більшу частину земного ядра.

Характеристика заліза

Залізо (Fe) займає четверте місце за вмістом у надрах земної кори. Він займає місце у 7-й групі 4-го періоду та має номер 26 у хімічній таблиці елементів Менделєєва. Валентність заліза безпосередньо залежить від його положення у таблиці. Але про це трохи згодом.

Цей метал найбільш поширений у природі у вигляді мінералу, він зустрічається у воді як мінерал, а також у різних сполуках.

Найбільше запасів заліза як руди перебуває у Росії, Австралії, Україні, Бразилії, США, Індії, Канаді.

Особливість властивостей

Однією з фізичних властивостей заліза є феромагнетизм. Насправді часто виявляються магнітні властивості цього матеріалу. Це єдиний метал, який має таку рідкісну рису.

Під впливом магнітного поля залізо намагнічується. Магнітні властивості металу, що сформувалися, зберігаються тривалий час і самі по собі залишаються магнітом.Це виняткове явище пояснюється тим, що структура заліза містить велику кількість вільних електронів, здатних рухатися.

Важливі параметри

Чисте металеве залізо досить пластично, добре піддається ковці та погано відливається. Однак невеликі домішки вуглецю значно підвищують його твердість та крихкість. Ця якість стала однією з причин витіснення бронзових знарядь залізними.

• Якщо порівняти сплави заліза та бронзи, з відомих у стародавньому світі, то видно, що бронза перевершувала їх і за твердістю, і за стійкістю до корозії, а отже, і за довговічністю. Однак масове виробництво бронзових виробів призвело до виснаження олов'яних копалень. І оскільки олово зустрічається набагато рідше міді, перед металургами минулого постало питання про заміну. І залізо замінило бронзу. Остання була повністю витіснена з появою сталі: бронза не дає такого поєднання твердості та еластичності.
• Залізо утворює залізну тріаду з кобальтом та нікелем. Властивості елементів дуже близькі, ближче, ніж у побратимів з такою ж будовою зовнішньої оболонки. Всі метали мають чудові механічні властивості: легко обробляються, прокочуються, волочаться, куються і штампуються. Кобальт і нікель менш реакційні і більш стійкі до корозії, ніж залізо. Однак менша поширеність цих елементів не дозволяє їх використовувати так широко, як залізо.
• Основним «конкурентом» заліза у сфері використання є алюміній та її сплави. Але насправді обидва матеріали мають зовсім різні якості. Алюміній далеко не такий міцний, як залізо, він гірше тягнеться і не піддається ковці. З іншого боку, метал відрізняється набагато меншою вагою, що значно полегшує конструкцію.

Електропровідність заліза дуже середня, тоді як алюміній за цим показником поступається тільки сріблу, міді та золоту.

Такі різні властивості призводять до абсолютно різних сфер застосування, тому конструкційні матеріали дуже рідко «б'ються», наприклад, у меблевому виробництві, де легкість алюмінієвого профілю протиставляється міцності сталевого.

Склад та структура

Залізо існує в 4 різних модифікаціях, що відрізняються один від одного параметрами і структурою мережі. фазах:

• α-фаза стабільна до +769 С, має об'ємно-центровану кубічну решітку.
• β-фаза існує від +769 С до +917 С. Структура модифікації така сама, але параметри решітки дещо відрізняються.
• γ-фаза проявляється в інтервалі від +917 до +1394 С. Вона має гранецентровані кубічні грати.
• δ-фаза існує вище температури +1394 C і має об'ємно-центровану кубічну решітку.

Існує також модифікація ε, яка з'являється при високому тиску, а також легування деякими елементами ε-фаза має щільну гексагональну решітку.

Далі ми розповімо, що таке густина і яка питома теплоємність заліза.

Це відео розповість вам про фізичні та хімічні властивості заліза:

Кристалічні модифікації заліза

Залізо може існувати у вигляді 2-х кристалічних грат: об'ємно-центрованої кубічної (ОЦК) та гранецентрованої кубічної (ГЦК). Загалом залізо має 5 кристалічних модифікацій.

При нормальному тиску залізо існує у 4 кристалічних модифікаціях:

1. До 769 °С існує феромагнітне a-Fe з ОЦК (а = 0,286645 нм при 20 °С, z = 2, пр група Im3m).
2. При 769°С (точка Кюрі) a-Fe перетворюється на парамагнітний стан b-Fe без зміни сингонії та інших властивостей, крім магнітних. Перехід DH0 a: b 1,72 кДж/моль. Парамагнітне залізо b-Fe стабільне в інтервалі 769-917°С.
3. У діапазоні від 917 до 1394 °С є парамагнітне g-Fe з ГЦК (при 950 °С, a = 0,3656 нм, z = 4, пр група Fm3m). Перехід DH0 b: g 0,91 кДж/моль.
4. Вище 1394 °С є парамагнітне d-Fe з ОЦК (при 1425 °С а = 0,293 нм, z = 2, пр група Im3m). Перехід DH0 g: d 0,63 кДж/моль.

При високих тисках e-Fe існує із щільними гексагональними гратами, які утворюються і при нормальному тиску при сплавленні заліза з різними елементами.

Поліморфні перетворення заліза сталі при нагріванні і охолодженні було відкрито 1868 р. Д. До. Черновим.

Електронна будова атома заліза

Електронна конфігурація заліза в основному стані:

Залізо має яскраво виражені магнітні властивості.

Знаходження у природі

Залізо досить поширене у земній корі (близько 4% маси земної кори). За поширеністю Землі залізо займає четверте місце серед всіх елементів і друге місце серед металів. Вміст у земній корі близько 8%.

У природі залізо зустрічається переважно у вигляді сполук:

Червона залізняк Fe2O3 (гематит).

Магнітний залізняк Fe3O4 або FeO Fe2O3 (магнетит).

У природі також поширені сульфіди заліза, наприклад пірит FeS2.

Є й інші мінерали, які містять залізо.

Геохімія заліза

Гідротермальне джерело залізистих вод. Оксиди заліза фарбують воду у коричневий колір

Залізо є одним із найпоширеніших елементів у Сонячній системі, особливо на планетах земної групи, особливо на Землі. p align="justify"> Важлива частина заліза планет земної групи знаходиться в ядрах планет, де, за оцінками, його вміст становить близько 90%. Вміст заліза в земній корі становить 5%, а мантії близько 12%. З металів залізо за поширеністю у земній корі поступається лише алюмінію. При цьому близько 86% всього заліза знаходиться в ядрі та 14% у мантії. Вміст заліза значно зростає у вивержених породах основного складу, де він пов'язаний з піроксеном, амфіболом, олівіном та біотитом. У промислових концентраціях залізо накопичується практично при всіх екзогенних та ендогенних процесах, що відбуваються в земній корі. Морська вода містить залізо у дуже малих кількостях від 0,002 до 0,02 мг/л.

Геохімічні властивості заліза

Розподіл заліза за 106 атомами кремнію.

Найважливішою геохімічною характеристикою заліза і те, що має різні ступеня окислення. Залізо в нейтральній металевій формі становить ядро ​​Землі, можливо, присутнє в мантії і дуже рідко зустрічається в земній корі. Двовалентне залізо FeO є основною формою заліза в мантії та корі Землі. Оксид заліза 3O2Fe уражає верхніх і більш окислених частин земної кори, особливо осадових порід.

За кристалохімічними властивостями іон Fe2+ близький до іонів Mg2+ та Ca2+ — інших основних елементів, що становлять значну частину всіх земних гірських порід. Завдяки своїй кристалічній хімічній подібності залізо замінює магній та частково кальцій у багатьох силікатах. Вміст заліза мінералах змінного складу зазвичай збільшується зі зниженням температури.

Мінерали заліза

У земній корі поширене залізо: з його частку припадає близько 4,1 % маси земної кори (четверте місце серед всіх елементів, друге серед металів). У мантії та земній корі залізо зосереджено головним чином у силікатах, значний його вміст в основних та ультраосновних породах та мале у кислих та середніх породах.

Відома велика кількість залізовмісних руд та мінералів. Найбільше практичне значення мають червоний залізняк (гематит, Fe2O3; містить до 70% Fe), магнітний залізняк (магнетит, FeO Fe2O3 або Fe3O4; містить 72,4% Fe), рудний чавун або лимоніт (гетит і гідрогетит відповідно). FeOOH та FeOOH · nH2O). Гетит та гідрогетит найчастіше зустрічаються в корах вивітрювання, утворюючи так звані «залізні шапки», потужність яких сягає кількох сотень метрів. Вони також можуть мати осадове походження, виділяючись із колоїдних розчинів в озерах або прибережних районах морів. У цьому утворюються оолітові мінерали заліза чи бобові. Вони часто містять вівіаніт Fe3(PO4)2 · 8H2O.

У природі також поширені сульфіди заліза: пірит FeS2 (сірчистий чи залізистий колчедан) і пирротин. Це не залізні руди: пірит використовується для виробництва сірчаної кислоти, а пірротин часто містить нікель та кобальт.

За запасами залізняку Росія посідає перше місце у світі.

Крім залізних руд, описаних вище, існують, наприклад:

• ільменіт – FeTiO3
• магномагнетит - (Fe, Mg) Fe2O4
• фіброферит - FeSO4(OH) 4,5H2O
• ярозит - KFe3(SO4)2(OH)6

• кокімбіт - Fe2(SO4)3 · 9H2O
• ромерит - Fe2 + Fe3 + 2 (SO4) 4 · 14H2O
• графтоніт - (Fe, Mn)3(PO4)2
• скородить - Fe3 + AsO4 · 2H2O

• стронгіт - FePO4 · 2H2O
• фаяліт – Fe2SiO4
• альмандин - Fe3Al2SiO43
• андрадит - Ca3Fe2SiO43

• гіперстен - (Fe, Mg)2Si2O6
• геденбергіт - (Ca, Fe) Si2O6
• егірін - (Na, Fe) Si2O6
• шамозит - Fe2+4AlAlSi3O10(OH)6 nH2O
• нонтроніт - (Fe3+, Al)2Si4O10(OH)2 nH2O

Фізичні властивості

Перш ніж перейти до валентності заліза, необхідно детальніше розглянути його фізичні властивості, так би мовити, ближче познайомитися з ним.

Цей метал має сріблястий колір досить пластичний, але здатний збільшувати твердість за рахунок взаємодії з іншими елементами (наприклад, з вуглецем). Він також має магнітні властивості.

У вологому середовищі залізо може зазнавати корозії, тобто іржі. Хоча абсолютно чистий метал більш стійкий до вологи, якщо в ньому є домішки, саме вони викликають корозію.

Залізо добре взаємодіє з кислим середовищем, може навіть утворювати солі тривалентного заліза (за умови, що воно є сильним окисником).

На повітрі він швидко покривається оксидною плівкою, що оберігає його від взаємодій.

Хімічні властивості

Крім того, цей елемент має низку хімічних властивостей. Залізо, як та інші елементи таблиці Менделєєва, має заряд атомного ядра, що відповідає порядковому номеру +26. Навколо ядра знаходиться 26 електронів.

Взагалі, якщо розглядати властивості заліза, хімічного елемента, це метал з низькою активною ємністю.

При взаємодії з слабшими окислювачами залізо утворює сполуки, у яких воно двовалентно (тобто його ступінь окислення +2). А якщо з сильними окислювачами, то ступінь окислення заліза досягає +3 (тобто його валентність дорівнює 3).

При взаємодії з хімічними елементами, що не є металами, Fe виступає по відношенню до них як відновник, при цьому його ступінь окислення стає крім +2 і +3, навіть +4, +5, +6. Ці сполуки мають дуже сильні окислювальні властивості.

Як зазначалося вище, залізо в повітрі покрите оксидної плівкою. А при нагріванні швидкість реакції збільшується і може утворитися оксид заліза з валентністю 2 (температура нижче 570 градусів Цельсія) або оксид з валентністю 3 (температурний показник вище 570 градусів).

Взаємодія Fe з галогенами призводить до утворення солей. Елементи фтор та хлор окислюють його до +3. Бром до +2 або +3 (все залежить від умов здійснення хімічного перетворення при взаємодії із залізом).

При взаємодії із йодом елемент окислюється до +2.

При нагріванні заліза та сірки одержують сульфід заліза з валентністю 2.

Якщо розплавити залізо і з'єднати його з вуглецем, фосфором, кремнієм, бором, азотом, вийдуть сполуки, звані сплавами.

Залізо - це метал, тому воно також взаємодіє з кислотами (про це також було коротко сказано трохи вище). Наприклад, сірчана та азотна кислоти, що мають високу концентрацію, у середовищі з низькою температурою не впливають на залізо. Але щойно вона підвищується, відбувається реакція, у результаті якої залізо окислюється до +3.

Чим вище концентрація кислоти, тим вищою має бути температура.

Нагріваючи двовалентне залізо у воді, ми отримуємо його оксид та водень.

Крім того, Fe має здатність витісняти метали зі зниженою активністю з водних розчинів солей. У цьому він окислюється до +2.

У разі підвищення температури залізо відновлює метали з оксидів.

Характерні ступені окислення

* Кислота не існує у вільному вигляді, отримані тільки її солі.

Хімічна активність заліза залежить від ступеня його чистоти, дисперсності, наявності вологи та кисню.

Діаграма Пурбе для Fe-H2O

Для заліза найбільш характерні ступені окислення +2 та +3.

Ступінь окислення +2 відповідає чорному оксиду FeO, а зеленого гідроксиду Fe(OH)2 є основними. У солях Fe(+2) є у вигляді катіону. Fe(+2) – слабкий відновник.

Ступені окислення +3 відповідають червонувато-коричневому оксиду Fe2O3 і коричневому гідроксиду Fe(OH)3. Вони амфотерні за своєю природою, хоча їх кислотні та основні властивості виражені слабо. Тому іони Fe3+ повністю гідролізуються навіть у кислому середовищі. Fe(OH)3 розчиняється (і то не повністю) тільки в концентрованих лугах. Fe2O3 реагує з лугами тільки при сплавленні, даючи ферити (формальні солі кислоти 2HFeO, що не існує у вільному вигляді):

Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O < displaystyle < mathsf O_ + 2NaOH rightarrow 2NaFeO_ + H_ O>>>

Залізо (+3) найчастіше виявляє слабкі окисні властивості.

Ступені окислення +2 і +3 легко змінюються один з одним при зміні окисно-відновного потенціалу.

Крім того, є оксид Fe3O4, формальний ступінь окислення заліза в якому +8/3. Однак цей оксид також можна розглядати як ферит заліза (II) Fe+2(Fe+3O2)2.

Існує також ступінь окиснення +6.Відповідні оксид та гідроксид не існують у вільному вигляді, але були отримані ферратні солі (наприклад, K2FeO4). Залізо (+6) знаходиться у них у вигляді аніону. Феррат є сильними окислювачами.

Відомі також ступені окислення: -2 (тетракарбонілферрат натрію), -1, 0 (пентакарбоніл заліза), +1, +4, +5.

Властивості простої речовини

При зберіганні повітря при температурі до 200°З залізо поступово покривається щільною оксидної плівкою, що перешкоджає подальшому окисленню металу. У вологому повітрі залізо покривається пухким шаром іржі, що не перешкоджає доступу кисню та вологи до металу та його руйнуванню. Оксид немає постійного хімічного складу, грубо його хімічну формулу можна записати як Fe2O3 xH2O.

Реагує із кислотами.

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ < displaystyle < mathsf SO_ rightarrow FeSO_ + H_ uparrow >>>

• Концентровані сірчана та азотна кислоти пасивують залізо. З концентрованою сірчаною кислотою взаємодіє лише при нагріванні, утворюючи сульфат заліза(III):

2Fe + 6H2SO4 → від Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 ↑ + 6H2O < displaystyle < mathsf SO_ xrightarrow t> Fe_ (SO_ )_+3SO_стрілка вгору +6H_O>>>

• Взаємодія із киснем.

• Залізо 31 згоряє в кисні при нагріванні; або без, у разі пірофорності; утворюючи оксид заліза (II, III): [32] [33] [34] :

• При пропущенні кисню або повітря через розплавлене залізо утворюється оксид заліза (II):

• Реагує з галогенами при нагріванні:

• Він згоряє в хлорі з утворенням хлориду заліза (III):

• При підвищеному тиску взаємодіє з парами брому та утворює бромід заліза (III):

• Взаємодія із неметалами.

• З азотом при нагріванні утворюється нітрид діжелезу:

• При взаємодії гарячого заліза з водяною парою утворюється оксид заліза(III):

2Fe + 3H2O → від Fe2O3 + 3H2 ↑ < displaystyle < mathsf O xrightarrow t> Fe_ O_ + 3H_ uparrow >>>

• Залізо відновлює метали праворуч від себе у ряді дій із розчинів солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu < displaystyle < mathsf rightarrow FeSO_ + Cu>>>

При високому тиску металеве залізо реагує з монооксидом вуглецю (II) і при нормальних умовах утворюється легколетючий пентакарбоніл заліза Fe(СО) 5 . Відомі також карбоніли заліза складу Fe2(CO)9 та Fe3(CO)12. Карбоніли заліза є вихідними матеріалами при синтезі органічних сполук заліза, у тому числі ферроцену складу (η5-C5H5)2Fe.

Чисте металеве залізо стійке у воді та у розведених лужних розчинах. Залізо не розчиняється в холодній концентрованій сірчаній та азотній кислотах через пасивацію поверхні металу міцною оксидною плівкою. Гаряча концентрована сірчана кислота, будучи сильнішим окислювачем, взаємодіє із залізом.

Способи отримання

Залізо отримують промисловим способом із залізняку, гематиту Fe2O3 або магнетиту (Fe3O4 або FeO Fe2O3).

1. Одним із основних способів виробництва чавуну є доменний процес. Доменний процес заснований на відновленні заліза з оксиду вуглецем доменної печі.

У піч завантажують руду, кокс та флюси.

Шихта: суміш сировини та, у деяких випадках, палива у певній пропорції, яка обробляється в печі.

Кокс кам'яновугільний є пористим твердим продуктом сірого кольору, що отримується коксуванням вугілля при температурі 950-1100°С без доступу повітря. Містить 96-98% вуглецю.

Флюси – це неорганічні речовини, які додають у руду під час плавки металу, щоб знизити температуру плавлення та полегшити відокремлення металу від порожньої породи.

Шлак є розплавлену масу (а після затвердіння склоподібну масу), що покриває поверхню рідкого металу. Шлак складається з плавучих залишкових продуктів із флюсами та захищає метал від шкідливого впливу газового середовища печі, видаляє домішки.

У печі кокс окислюється до монооксиду вуглецю (II):

Потім нагрітий монооксид вуглецю відновлює оксид заліза (III):

3CO + Fe2O3 → 3CO2 + 2Fe

Процес отримання заліза багатоступінчастий залежить від температури.

Нагорі, де температура зазвичай становить від 200 до 700 °C, відбувається наступна реакція:

3Fe2O3 + СО → 2Fe3O4 + СО2

Внизу печі при температурі близько 850°C відбувається відновлення змішаного оксиду заліза(II,III) до оксиду заліза(II):

Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2

Протитечі газів розігрівають шихту і вапняк руйнується:

Оксид заліза (II) опускається в область вищих температур (до 1200°С), де протікає наступна реакція:

Вуглекислий газ піднімається вгору і реагує з коксом з утворенням чадного газу:

2. Залізо отримують також прямим відновленням оксиду воднем:

Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

В цьому випадку виходить більш чисте залізо, так як отримане залізо не забруднене сіркою і фосфором, що є домішками у вугіллі.

3. Іншим способом отримання заліза у промисловості є електроліз розчинів солей заліза.

Валентність заліза

Як зазначалося, залізо належить до елементів із змінною валентністю. Причому може коливатися як між показниками 2 і 3, а й досягати 4, 5 і навіть 6.

Звичайно, неорганічна хімія детальніше вивчає валентність заліза. Коротко розглянемо цей механізм лише на рівні найпростіших частинок.

Залізо – елемент d, якого додається ще 31 елемент із таблиці Менделєєва (це періоди 4-7). У міру збільшення атомного номера властивості d-елементів зазнають незначних змін. Атомний радіус цих речовин також повільно зростає. Вони мають змінну валентність, яка залежить від незавершеності переднього d-електронного підрівня.

Тому для заліза валентні не тільки с-електрони, що знаходяться у зовнішній оболонці, а й неспарені 3d-електрони передньої оболонки. І, як наслідок, валентність Fe в хімічних сполуках може дорівнювати 2, 3, 4, 5, 6. В основному вона дорівнює 2 і 3 - це більш стійкі сполуки заліза з іншими речовинами. У менш стабільних він виявляє валентність 4, 5, 6. Але ці сполуки менш поширені.

Важливі подробиці

Залізо сміливо можна віднести до одиниць зі змінними показниками, значення можуть коливатися не тільки між 2 і 3, а й навіть досягати шести. Такі дослідження проводять фахівці в галузі неорганічної хімії, але такі знання неодмінно стануть у нагоді всім людям. Якщо коротко розглянути механізм і врахувати прості частинки, цей елемент може займати у списку 31 позицію, це точки з 4 по 7 період таблиці Менделєєва. Оскільки порядковий номер поступово збільшуватиметься, властивості заліза трохи зміняться. Окрім збільшення атомного радіусу можна буде помітити змінну валентність, це пов'язано із незавершеністю підболочки. Найчастіше можна побачити більш стійкі сполуки з показниками 2 та 3.

Двохвалентний ферум

При взаємодії валентного заліза з водою утворюється оксид заліза(2). Цей зв'язок чорного кольору. Досить легко взаємодіє з соляною (низькою концентрацією) та азотною (високою концентрацією) кислотами.

Якщо такий двовалентний оксид заліза взаємодіє з воднем (температура 350 градусів Цельсія) чи вуглецем (кокс) при 1000 градусів, він відновлюється до чистого стану.

Оксид двовалентного заліза витягують такими способами:

• шляхом поєднання оксиду тривалентного заліза з оксидом вуглецю;
• при нагріванні чистого Fe киснем низького тиску;
• шляхом розкладання оксалату двовалентного заліза у вакуумному середовищі;
• при взаємодії чистого заліза із його оксидами температура становить 900-1000 градусів Цельсія.

Що стосується природного середовища, то оксид заліза двовалентний і присутній у вигляді мінералу вюститу.

Є й інший спосіб визначення валентності заліза в розчині, в даному випадку з показником 2. Необхідно провести реакції з червоною сіллю (гексаціаноферрат калію) і з лугом. У першому випадку спостерігається темно-синій осад, комплексна сіль 2-валентного заліза. При другому утворюється темний сірувато-зелений осад: гідроксид заліза також двовалентний, а гідроксид тривалентного заліза в темно-коричневий розчині.

Розгляд подробиць іншого типу з'єднання

Феррум зі значенням 3 також відрізняється за кольором, він буде червонувато-коричневим, загальні назви включають оксид заліза, червоний свинець, червоний пігмент, харчовий барвник та шафран. Цю речовину також можна зустріти у природі, вона зустрічається у вигляді такого мінералу, як гематит. Така іржа не зможе взаємодіяти з водою, єдиними сполуками будуть луги та кислоти.Деякі будівельні матеріали цілком успішно фарбуються цим складом, до них відносяться:

1. Цегла.
2. Цементні суміші
3. Керамічні вироби
4. Конкретний.
5. Плитка тротуарна.
6. Підлога, в тому числі лінолеум.

З'єднання заліза (II)

Оксид заліза(II) FeO має основні властивості, йому відповідає основа Fe(OH)2. Солі заліза(II) мають світло-зелене забарвлення. При зберіганні, особливо у вологому повітрі вони буріють за рахунок окислення до заліза (III). Такий самий процес відбувається при зберіганні водних розчинів солей заліза(II):

4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe (OH) Cl2 < displaystyle < mathsf + O_ + 2H_ O rightarrow 4Fe (OH) Cl_ >>>

З солей заліза(II) у водних розчинах стійка сіль Мора: двоамонійний сульфат заліза(II) (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O.

Гексаціаноферрат(III) калію K3[Fe(CN)6] (червона кров'яна сіль) може бути реагентом для іонів Fe2+ у розчині. При взаємодії іонів Fe2+ і [Fe(CN)6]3- випадає в осад гексаціаноферрат (III) калію-заліза (II) (синій Тернбуля):

K3 [Fe (CN) 6] + Fe2 + → KFeII [FeIII (CN) 6] ↓ + 2K + < displaystyle < mathsf [Fe (CN) _ ] + Fe ^ rightarrow KFe ^ [Fe ^ (CN)_] downarrow + 2K^>>>
,

який внутрішньомолекулярно перегрупується в гексаціаноферрат (II) калію-заліза (III) (берлінська блакить):

KFeII [FeIII (CN) 6] → KFeIII [FeII (CN) 6] < displaystyle < mathsf [Fe ^ (CN) _ ]

Для кількісного визначення заліза (II) у розчині використовують фенантролін Phen, що утворює із залізом (II) червоний комплекс FePhen3 (максимальне світлопоглинання 520 нм) у широкому діапазоні рН (4-9) [35] .

З'єднання заліза (VI)

Ферати – це солі тривалентної кислоти H2FeO4, що не існують у вільному вигляді.Це сполуки фіолетового кольору, що нагадують перманганати за окисними властивостями та сульфати за розчинністю. Ферати отримують дією газоподібного хлору або озону на суспензію Fe(OH)3 у лугу [38] :

2Fe(OH) 3 + 3Cl2 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O < displaystyle < mathsf + 3Cl_ + 10KOH rightarrow 2K_ FeO_ + 6KCl + 8H_ О>>>

Ферати також можна отримати електролізом 30%-ного розчину лугу на залізному аноді:

Fe + 2KOH + 2H2O → K2FeO4 + 3H2 ↑ < displaystyle < mathsf O стрілка вправо K_ FeO_ + 3H_ uparrow >>>

Феррат є сильними окислювачами. У кислому середовищі вони розкладаються з виділенням кисню [39] :

4FeO42−+20H+→4Fe3++3O2↑+10H2O^+20H^стрілка вправо 4Fe^+3O_uparrow + 10Н 2 О>>>

Окисні властивості ферратів використовуються для знезараження води.

З'єднання заліза (III)

Оксид заліза(III) Fe2O3 слабоамфотерний, він відповідає ще слабшій основі, ніж Fe(OH)2, Fe(OH)3, що реагують з кислотами:

2Fe (OH) 3 + 3H2SO4 → Fe2 (SO4) 3 + 6H2O < displaystyle < mathsf + 3H_ SO_ rightarrow Fe_ (SO_ ) 3 +6Н 2 О>>>

Солі Fe3+ схильні до утворення кристалогідратів. Вони іон Fe3+ зазвичай оточений шістьма молекулами води. Ці солі рожевого чи фіолетового кольору.

Іон Fe3+ повністю гідролізується навіть у кислому середовищі. При pH>4 цей іон майже повністю осідає у вигляді Fe(OH)3 [36] :

При частковому гідролізі іона Fe3+ утворюються багатоядерні оксо- і гідроксокатіони, завдяки яким розчини набувають коричневого кольору.

Кислотні властивості гідроксиду заліза(III) Fe(OH)3 виражені дуже слабко. Він здатний реагувати лише з концентрованими лужними розчинами:

Fe (OH) 3 + 3KOH → K3 [Fe (OH) 6] < displaystyle < mathsf + 3KOH стрілка вправо K_ [Fe (OH) _ ]>>>

Гідроксокомплекси заліза (III), що утворюються, стійкі тільки в сильнолужних розчинах. При розведенні розчинів водою вони руйнуються і Fe(OH) 3 випадає осад.

При сплавленні з лугами та оксидами інших металів Fe2O3 утворює різноманітні ферити:

Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O < displaystyle < mathsf O_ + 2NaOH rightarrow 2NaFeO_ + H_ O>>>

З'єднання заліза(III) у розчинах відновлюються металевим залізом:

Залізо(III) здатне утворювати подвійні сульфати з однозарядними катіонами квасцового типу, наприклад, KFe(SO4)2 — залізокалієві галун, (NH4)Fe(SO4)2 — амонієво-залізисті галун і т.д.

Для якісного виявлення сполук заліза(III) у розчині використовують якісну реакцію іонів Fe3+ з неорганічними тіоціанатами SCN-. В даному випадку це суміш яскраво-червоних тіоціанатних комплексів заліза [Fe(SCN)]2+, [Fe(SCN)2]+, Fe(SCN)3, [Fe(SCN)4]-[37]. Склад суміші (а отже, і інтенсивність її забарвлення) залежить від ряду факторів, тому для точного якісного визначення заліза цей метод не застосовується.

Ще одним якісним реагентом на іони Fe3+ є гексаціаноферрат(II) калію K4[Fe(CN)6] (жовта кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe3+ і [Fe(CN)6]4– випадає яскраво-синій осад гексаціаноферрата(II) калію-заліза(III) (берлінська блакить):

K4 [Fe(CN) 6] + FeCl3 → KFeIII [FeII (CN) 6] ↓ + 3KCl < displaystyle < mathsf [Fe (CN) _ ] + FeCl_ rightarrow KFe^[Fe^(CN)_]стрілка вниз +3KCl >>>

Іони Fe3+ кількісно визначають за утворенням червоних (у слабокислому середовищі) або жовтих (у слаболужному середовищі) комплексів із сульфосаліциловою кислотою.Ця реакція вимагає грамотного підбору буферів, оскільки деякі аніони (зокрема, ацетат) утворюють із залізом та сульфосаліцилової кислотою змішані комплекси зі своїми оптичними характеристиками.

З'єднання заліза VII та VIII

Ступінь окислення VII в аніоні [FeO4] - відома [40].

Є повідомлення про електрохімічне одержання сполук заліза(VIII) [41][42][43], проте незалежних робіт, що підтверджують ці результати, немає.

Якісні реакції

Якісні реакцію іони заліза +2.

- Взаємодія солей заліза (II) з лугами. При цьому утворюється сіро-зелений желеподібний осад гідроксиду заліза (ІІ).

Наприклад, хлорид заліза (II) реагує з гідроксидом натрію:

2NaOH + FeCl2 → Fe(OH)2 + 2NaCl

Відео досвід взаємодії розчину сульфату заліза(II) з розчином натрію гідроксиду (якісна реакція на іони заліза(II)) можна подивитися тут.

Гідроксид заліза (II) стає коричневим на повітрі, окислюючись до гідроксиду заліза (III):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

- Іони заліза +2 фарбують розчин у світлий зеленувато-жовтий колір.

- Взаємодія з червоною кров'яною сіллю K3 [Fe (CN) 6] - також якісна реакція на іони заліза +2. При цьому утворюється синій осад «тернбулл синій».

Відео досвід взаємодії розчину хлориду заліза(II) із розчином гексаціаноферату калію(III) (якісна реакція на іони заліза(II)) можна подивитися тут.

Якісні реакції на іони заліза.

- Взаємодія солей заліза (III) з лугами. При цьому утворюється коричневий осад гідроксиду заліза (ІІІ).

Наприклад, хлорид заліза (III) реагує з гідроксидом натрію:

3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3 + 3NaCl

Відео досвід взаємодії розчину хлориду заліза (III) з розчином натрію гідроксиду (якісна реакція на іони заліза (III)) можна подивитися тут.

- Іони заліза +3 фарбують розчин у світло-жовто-оранжевий колір.

– взаємодія із жовтою кров'яною сіллю K4[Fe(CN)6] іони заліза +3. При цьому утворюється синій осад «берлінська блакить».

Відео досвід взаємодії розчину хлориду заліза(III) із розчином гексаціаноферату калію(II) (якісна реакція на іони заліза(III)) можна подивитися тут.

Нещодавно були отримані дані, що вказують на те, що молекули берлінської блакиті ідентичні за структурою молекул блакиті Тернбулла. Склад молекул цих двох речовин можна виразити формулою Fe4[Fe2(CN)6]3.

- при взаємодії солей заліза (III) з роданідами розчин забарвлюється у червоний колір, як кров.

Наприклад, хлорид заліза(III) взаємодіє з тіоціанатом натрію:

FeCl3 + 3NaCNS → Fe(CNS)3 + 3NaCl

Застосування

Залізо одна із найбільш широко використовуваних металів, з його частку припадає до 95% світового металургійного виробництва.

• Залізо є основним компонентом сталі та чавуну, найважливіших конструкційних матеріалів.
• Залізо може бути включене до сплавів на основі інших металів, наприклад нікелю.
• Магнітний оксид заліза (магнетит) є важливим матеріалом у виробництві пристроїв довгострокової пам'яті комп'ютерів: жорстких дисків, дискет та ін.
• Унікальні феромагнітні властивості різних сплавів на основі заліза сприяють їх широкому використанню в електротехніці для магнітопроводів електродвигунів та трансформаторів.
• Надтонкий порошок магнетиту використовується в багатьох чорно-білих лазерних принтерах у суміші з полімерними гранулами як тонер.У ньому використовується як чорний колір магнетиту, і його здатність прилипати до намагніченим роликам переносу.
• Залізний порошок використовується як поглинач кисню в упаковці деяких продуктів, щоб продовжити термін їх зберігання.
• Хлорид заліза (III) (хлорне залізо) застосовують у радіоаматорській практиці для травлення друкованих плат.
• Залізний купорос (залізний купорос) у суміші з мідним купоросом застосовують для боротьби зі шкідливими грибами в ландшафтному дизайні та будівництві.
• Залізо використовується як анод в залізо-нікелевих батареях, залізо-повітряних батареях.
• Водні розчини хлоридів двовалентного та тривалентного заліза, а також їх сульфатів застосовують як коагулянти при очищенні природних і залишкових вод при водопідготовці промислових підприємств.
• Залізний порошок і чавун застосовують як іскроутворювач і паливо в піротехніці.

Залізо як хімічний елемент: що ми про нього знаємо

Залізо одна із найпоширеніших і найважливіших хімічних елементів Землі. У цій статті ми докладно розглянемо різні аспекти, пов'язані із залізом як хімічним елементом.

Загальна характеристика заліза

Залізо – метал сріблясто-білого кольору, що відноситься до перехідних елементів. У періодичній системі йому відповідає порядковий номер 26. Залізо має високу хімічну активність і порівняно невисоку температуру плавлення 1539°C.

За поширеністю в земній корі залізо посідає четверте місце після кисню, кремнію та алюмінію. Приблизно 5% земної кори становить залізо. Основні залізні мінерали – гематит, магнетит, лимоніт.

Залізо грає найважливішу роль біологічних процесах живих організмів.Воно входить до складу гемоглобіну, що переносить кисень організмом, а також багатьох ферментів.

Фізичні властивості заліза

У чистому вигляді залізо є сріблясто-білим металом з характерним металевим блиском. Однак на повітрі залізо швидко тьмяніє і покривається шаром іржі - гідроксиду Fe(OH)3 та оксиду Fe2O3 xH2O невизначеного складу.

Іржа не має постійного хімічного складу, приблизно її хімічну формулу можна записати як Fe2O3·xH2O.

Основні фізичні константи заліза:

• Щільність: 7,8 г/см3
• Температура плавлення: 1539°C
• Температура кипіння: 2862°C

Характерними рисами фізичних властивостей заліза є:

1. Висока міцність
2. Пластичність
3. Ковкість
4. Магнітні властивості

Завдяки цим якостям залізо є одним із найважливіших конструкційних матеріалів для техніки та будівництва.

Хімічні властивості

Хімічна активність заліза залежить від ряду факторів:

• Ступені чистоти
• Розмір частинок
• Наявності вологи та кисню

Найбільш характерні ступені окислення заліза +2 та +3. Так, закис заліза FeO відповідає ступеню окислення +2, оксид Fe₂O₃ - Ступеня окислення +3. У біологічно важливих сполуках, таких як гемоглобін, залізо також перебуває у ступені окислення +2.

При взаємодії із кислотами залізо утворює солі. Наприклад:

При нагріванні до високих температур залізо вступає в реакцію з азотом та вуглецем, утворюючи нітриди та карбіди.

На повітрі під час нагрівання залізо активно окислюється. Продукти окислення формують на його поверхні захисну плівку, що оберігає метал від подальшого руйнування. Однак у вологому повітрі цього не відбувається, і корозія заліза йде значно швидше.

Застосування заліза

Завдяки високій хімічній активності та комплексу корисних фізико-механічних властивостей, залізо та його сплави широко застосовуються в різних галузях:

• Металургія та машинобудування
• Електротехніка
• Будівництво та архітектура
• Транспорт
• Хімічна промисловість
• Сільське господарство

Особливого значення мають такі сплави заліза як сталь і чавун. Зі сталі виробляється більшість металоконструкцій, деталей машин і механізмів. Чавун широко використовується для виливки, наприклад, корпусів машин, труб, сантехнічних виробів.

Видобуток та виробництво

Основа сучасного промислового виробництва заліза – доменний процес. Суть його полягає у відновленні заліза із руди за допомогою коксу при температурі близько 2000°C. Найбільш поширеною сировиною служить магнетит Fe₃O₄ та гематит Fe₂O₃.

Отриманий розплав є чавун, що містить надлишок домішок, насамперед вуглецю. Для очищення від зайвого вуглецю та отримання якісної сталі чавун піддають додатковому обробленню в конверторі або мартенівській печі.

Хімічно чисте залізо можна отримати електроліз водних розчинів солей заліза. Однак цей спосіб має обмежене застосування через високу вартість.

Біологічна роль

Залізо відіграє важливу роль у біохімічних процесах живих організмів. Особливо велика його роль організмі людини і ссавців. Основні біологічні функції заліза:

1. Перенесення кисню (гемоглобін)
2. Тканинне дихання (міоглобін)
3. Біосинтез ДНК (фермент рибонуклеотидредуктазу)

Добова потреба дорослої людини у залозі становить 10-18 мг залежно від статі. Основні джерела надходження заліза:

При нестачі заліза розвивається анемія, при надлишку гемохроматоз. Тому дуже важливим є збалансоване надходження заліза з їжею.

Промислові сплави заліза

Крім чистого заліза, найбільше практичного значення мають його сплави, передусім сталь і чавун. Ці матеріали мають комплекс цінних якостей – міцність, твердість, зносостійкість, корозійна стійкість та ін.

Сталь

Сталь є сплав заліза з вуглецем (до 2,14% за масою). Залежно від вмісту вуглецю розрізняють такі основні види сталі:

• Низьковуглецева (до 0,25% С)
• Середньовуглецева (0,25-0,6% С)
• Високовуглецева (0,6-2,14% С)

Крім того, для надання сталі особливих властивостей вона може легуватися іншими елементами – хромом, нікелем, марганцем та ін. Така сталь називається легованою.

Чавун

Чавун відрізняється від сталі вищим вмістом вуглецю (понад 2,14%). Це надає йому крихкості та неможливості обробки тиском. Зате чавун має високу рідину і малої усадкою при твердінні. Тому його широко використовують для виробництва виливків.

Основні різновиди чавуну:

Металургійне виробництво

Основні етапи сучасного металургійного виробництва заліза такі:

1. Видобуток та збагачення залізняку
2. Одержання чавуну (доменний процес)
3. Переробка чавуну в сталь (конверторний чи мартенівський процес)
4. Розливання сталі та виробництво злитків
5. Прокатка злитків у сортовий прокат

На етапі збагачення з руди видаляється основна маса порожньої породи і отримують збагачену руду у вигляді агломерату або котунів. Потім доменної печі відбувається відновлення оксидів заліза з руди з отриманням чавуну.

Корозія заліза

Хімічно активна природа заліза як елемента зумовлює його схильність до корозії, особливо у присутності вологи. Корозія є руйнування металу під впливом агресивного середовища.

Основні види корозії заліза та його сплавів:

Для захисту від корозії застосовують різні методи - легування, металеві та неметалічні покриття, електрохімічний захист та ін.

Залізо як хімічний елемент

Підсумовуючи, можна констатувати, що залізо, будучи поширеним елементом, відіграє виключно важливу роль як у неорганічній, так і в органічній природі. Унікальне поєднання фізико-хімічних властивостей цього елемента визначає його широке застосування у різних галузях промисловості та техніки.

Методи захисту від корозії

Існує кілька основних методів захисту заліза та його сплавів від корозії:

1. Легування сталей та чавунів
2. Нанесення захисних покриттів
3. Електрохімічний захист
4. Застосування інгібіторів корозії
5. Контроль середовища

Легування

Додавання до сталі хрому, нікелю, молібдену підвищує її корозійну стійкість. Такі сталі називають нержавіючими або корозійностійкими. Найбільшого поширення набули хромонікелеві та хромисті сталі.

Захисні покриття

Нанесення на поверхню металу захисного шару суттєво уповільнює корозію. Розрізняють неорганічні покриття (емалі, фарби на основі цинку, хроматування) та органічні (лаки, фарби, полімери).

Електрохімічний захист

Метод ґрунтується на штучній поляризації металу, завдяки чому його потенціал зміщується в область більш негативних значень. Розрізняють катодний та протекторний захист.

Інгібітори корозії

Речовини, що у невеликих концентраціях здатні уповільнювати корозію металів.Дія інгібіторів ґрунтується на їх адсорбції на поверхні металу з утворенням тонкої захисної плівки.

Біологічна роль заліза

Крім широкого застосування в техніці, залізо виконує виключно важливі функції живих організмів, будучи життєво необхідним мікроелементом. Основні біологічні ролі заліза:

• Транспорт кисню (гемоглобін та міоглобін)
• Забезпечення імунітету
• Участь у енергетичному обміні
• Зростання та розвиток організму

Залізо входить до складу безлічі ферментів та білків. Його недолік викликає порушення обмінних процесів, що призводять до серйозних захворювань.

Метаболізм заліза

Гомеостаз заліза в організмі регулюється збалансованістю його надходження, утилізації та виведення. Основні етапи метаболізму:

1. Надходження з їжею
2. Транспорт та депонування
3. Утилізація клітинами
4. Виведення