Волшебство науки
История науки Биографии Открытая наука Исследования Автодром Библиотека

Железо. Номер 26

Среди переходных металлов первое место по праву занимает железо — элемент побочной подгруппы VIII группы периодической системы Д. И. Менделеева.
Атомный номер – 26, относительная атомная масса – 55,847.
Чистое железо – блестящий серебристо-белый металл. Один из наиболее распространенных элементов в природе, по содержанию в земной коре (4,65% по массе) уступает лишь кислороду, кремнию и алюминию. Оно входит в состав многих оксидных руд — гематита, или красного железняка Fe2O3, магнетита Fe3O4 и др.

Электронная конфигурация атома 1s2 2s26 Зs2 Зр6 3d6 4s2

Характерная степень окисления +2. Для переходных элементов в образовании химических связей могут принимать участие не только внешние, но и предвнешние электроны с 3d-подуровня. В результате этого у железа есть и другая степень окисления, а именно +3.
В соединениях железо проявляет различные степени окисления, как + 2, так и + 3. Максимально возможная степень окисления +6 встречается только в солях не выделенной в свободном состоянии железной кислоты (например, феррат (VI) бария BaFeO4).

Железо

Железо имеет несколько полиморфных модификаций, отличающихся расположением атомов в кристалле. При нормальных условиях стабильна модификация &alfa;-Fe с объёмно-центрированной решёткой. Эта модификация отличается сильным магнетизмом. При нагревании до 769oС железо β-Fe теряет ферромагнитные свойства и остаётся немагнитным. При 910oС γ-Fe - гранецентрированная кубическая решётка. При 1400oС δ-Fe вновь объёмно-центрическая до температуры плавления 1539oС. Кипит при 3200oС.

Четыре стабильных изотопа с массовыми числами 54, 56, 57, 58. Два радиоактивных - 55, 59.

Железо — металл средней активности. Во влажном воздухе или в воде при обычных условиях легко окисляется до гидроксида с переменным содержанием воды (Fe2O3 • Н2О).
Образующаяся бурая рыхлая масса называется ржавчиной. Разрушение железа под действием химически активной окружающей среды — один из основных коррозионных процессов. От коррозии ежегодно гибнет значительная часть производимого железа, в некоторых странах до 25%. В настоящее время успешно применяются такие методы борьбы с коррозией, как защитные покрытия, легирование (т. е. введение добавок), применение ингибиторов — веществ, тормозящих реакции окисления и гидратации.

Коррозионным процессам подвержено не только железо, но и другие металлы. В общем случае химической коррозией называют взаимодействие металла с окружающей средой, не сопровождающееся электрохимическими процессами.

К процессам химической коррозии относится взаимодействие металлов с кислородом и другими агрессивными газами (галогены, SO2, H2S, водяные пары, СО2), разрушение металлов жидкими неэлектролитами и металлическими расплавами. Во всех случаях коррозия — окислительно-восстановительный процесс, при котором металл переходит в окисленное состояние.

Электрохимическая коррозия возникает при взаимодействии металлов с растворами электролитов, электропроводящими органическими соединениями и расплавами солей. Разрушительное действие коррозии на железо связано с пористостью ржавчины, не предохраняющей металл от дальнейшего доступа кислорода и влаги.

В сухом воздухе при нагревании выше 200 oС железо покрывается плотной пленкой оксида. Этот процесс называется воронением. Воронение предохраняет металл от дальнейшего окисления при обычных температурах. При более высоких температурах в зависимости от условий окисления образуются оксиды FeO, Fe2O3, Fe3O4.
3Fe + 2O2 = Fe3O4

Оксид состава Fe3O4 можно рассматривать как двойной оксид, содержащий железо в двух степенях окисления: FeO • Fe2O3, или как FeII(FеIIIO2)2.
В природе Fe3O4 встречается в виде минерала магнетита (магнитного железняка).

Железо реагирует с водяным паром с выделением водорода: 3Fe + 4Н2О > Fe3O4 + 4Н2
В присутствии кислорода железо медленно взаимодействует с водой, окисляясь до гидроксида железа(Ш)— процесс ржавления железа: 4Fe + 3O2 + 6Н2О = 4Fе(ОН)3
При взаимодействии с галогенами образуются соли железа (II и III). Из галогенов фтор, хлор и бром окисляют железо до степени окисления +3. При избытке галогена (окислительная среда!) образуются галогениды железа (Ш)
2Fe + ЗС12 = 2FеС13
Йод (слабый окислитель) — окисляет до степени окисления +2:
Fе+I2 =FеI2 При нагревании железо реагирует с такими неметаллами, как сера, углерод, азот, фосфор: 3Fe + С = Fe3C (карбид железа, цементит)
4Fe + N2 = 2Fе2N (нитрид железа)
При нагревании с серой без доступа воздуха образуются сульфиды:
Fe + 2S = FeS2 (ниже 700oС)
Fe + S = FeS (выше 700oС)

Железо легко взаимодействует с кислотами, образуя соли в степени окисления +2 (с кислотами-неокислителями) или +3 (с кислотами-окислителями)
Fe + 2НСl = FeC12 + Н2
Fe + Н2SO4 (разб.) = FeSO4 + Н2
Fe + 4HNO3 (разб.) = Fe(NО3)3 + NO + 2Н2О
При этом образуются соли железа (П) (восстановительная среда!).
Концентрированными азотной и серной кислотами железо на холоду пассивируется, однако при нагревании возможны и эти реакции. Разбавленная азотная кислота окисляет и растворяет железо с выделением низших оксидов азота и образованием нитрата железа (III) (окислительная cpeдa!).

При стоянии на воздухе водные растворы солей двухвалентного железа меняют окраску — буреют из-за частичного окисления железа (II) растворенным кислородом:
l2FeC12 + ЗО2 + 6Н2О = 8FеСl3 + 4Fe(OH)3
4Fe2+ + О2 + 2Н2О > 4[Fe(OH)]2+

Соли железа (III) в растворах сильно гидролизованы и показывают кислую реакцию. Гидролиз солей Fе3+ обусловлен слабостью основных свойств оксида и гидроксида железа (III). При взаимодействии оксида железа (III) с основными оксидами образуются ферриты, например:
ZnO + Fe2O3 = ZnFe2O3
Ферриты никеля, цинка, магния, марганца и меди служат основой материалов электронной и вычислительной техники.

Железо может взаимодействовать и с солями, вытесняя из них менее активные металлы:
Fe + CuSO4 > FeSO4 + Си

С водными растворами щелочей железо практически не реагирует, однако при длительном кипячении порошка железа с концентрированным раствором щёлочи без доступа воздуха возможна реакция:
Fe + 4КОН + 2Н2О > K4[Fe(OH)6 ] + Н2

Гидроксид и оксид железа (II) проявляют только основные свойства. Аналогичными свойствами обладают подобные гидроксиды и оксиды других 3d-элементов — хрома, марганца, кобальта и никеля.

Железо образует два гидроксида: Fe(OH)2 и Fе(ОН)3. С точки зрения кислотно-основных свойств при переходе от Fe(OH)2 к Fe(OH)3 основный характер гидроксидов уменьшается. Если гидроксид железа(II) относится к основаниям, то гидроксид железа(Ш) — к амфотерным гидроксидам. Так, Fe(OH)3 может растворяться и в кислотах, и в концентрированных растворах щелочей. Однако последняя реакция протекает в малой степени, свидетельствуя о преобладании основных свойств Fe(OH)3 над кислотными.

Соединения железа(II) легко окисляются до соединений железа (III), особенно в щелочной среде:
4Fе(ОН)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3
Наоборот, сильными восстановителями железо (III) может быть восстановлено до железа(II):
2FеСl3 + Н2 > 2FeCl2 + 2НС1

Качественными реакциями на катионы железа могут быть следующие:
на ионы Fe 2+ ЗFеСl2 + ЗК3[Fе(СN)6] = 3KFe[Fe(CN)6] + 6КСl
на ионы Fe 3+ 4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = 4КFе[Fе(СN)6]1 + 12КСl
В ходе первой реакции ионы Fe2+ реагируют с гексацианоферратом(III) калия («красной кровяной солью») с образованием тёмно-синего осадка «турнбуллевой сини». В ходе второй реакции ионы Fe3<.sub>+ образуют с гексацианоферратом(II) калия («жёлтой кровяной солью») тёмно-синий осадок «берлинской лазури».
Кроме этого, ионы железа(III) можно обнаружить по появлению кроваво-красной окраски при взаимодействии с роданид-ионами:
Fe3+ + 3NCS- = Fe(NCS)3

Побочная подгруппа (железа) VIII группы Всего 9 элементов. Сходные элементы образуют триады. Железо, никель, кобальт – семейство железа, остальные – платиновые и палладиевые, которые существенно отличаются от железа.

Кобальт и никель менее реакционноспособны. Устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и растворах. Разбавленные соляная и серная кислота легко растворяют железо и кобальт, а никель лишь при нагревании. Концентрированная азотная все три металла пассивирует. Триада железа в ряду напряжений слева от водорода, платиновые – после. Первые распространены в природе в виде соединений, в свободном состоянии встречаются редко.

Важнейшие руды железа:
• Магнитный железняк, магнетит Fe3O4 (в России – Урал)
• Красный железняк Fe2O3 (Кривой Рог)
• Бурый железняк Fe2O3 • Н2О (Керчь)
• Серный колчедан FeS2


Материал собран Ростиславом Нифаниным в сотрудничестве с компанией "Русметалтехника". "Русметалтехника" - отечественный производитель нейтрального и теплового оборудования для сектора HoReCa, производственной мебели, лабораторного и фармацевтического оборудования из нержавеющей стали.



Фантастической роман Небо валмазах писателя Татьяны Латуковой

Далее: Кальций в живой природе

Главная   |  Открытая наука  |  Железо. Номер 26







Единство мира как методологическая проблема
Современный этап развития научного знания характеризуется все в большей степени тенденцией к единству науки...
Единство мира как проблема современной науки
Среди вечных философских проблем, кардинальных вопросов мировоззрения идея единства мира занимает особое место...
Ноосфера - единство общества и природы
Начало XXI века отмечено развитием автоматизированных и компьютерных систем, бурным ростом технологий...
© Волшебство науки, 2010-2017
Научные открытия, история науки, научные достижения, наука вокруг нас.
Биографии великих учёных. Техника и технология через призму научных теорий.

Интернет-технологии с Tatsel.ru