domov » Pohištvo » Kako je železo označeno v kemiji? Železne kovine: glavne značilnosti, proizvodnja in uporaba železa. Rezerve in proizvodnja

Kako je železo označeno v kemiji? Železne kovine: glavne značilnosti, proizvodnja in uporaba železa. Rezerve in proizvodnja

Prvi izdelki iz železa in njegovih zlitin so bili najdeni med izkopavanji in segajo približno v 4. tisočletje pr. To pomeni, da so že stari Egipčani in Sumerci uporabljali nahajališča meteoritov te snovi za izdelavo nakita in gospodinjskih predmetov ter orožja.

Danes so najbolj pogoste in uporabljene snovi železove spojine različnih vrst, pa tudi čiste kovine. Ni zaman, da je 20. stoletje veljalo za železo. Navsezadnje je bila pred pojavom in široko uporabo plastike in sorodnih materialov prav ta spojina odločilnega pomena za človeka. Kaj je ta element in katere snovi tvori, bomo razmislili v tem članku.

Kemični element železo

Če upoštevamo strukturo atoma, potem moramo najprej navesti njegovo lokacijo v periodnem sistemu.

Serijska številka - 26.
Obdobje je četrto glavno.
Skupina osem, sekundarna podskupina.
Atomska teža - 55.847.
Struktura zunanje elektronske lupine je označena s formulo 3d 6 4s 2.
- Fe.
Ime je železo, branje v formuli je "ferrum".
V naravi obstajajo štirje stabilni izotopi obravnavanega elementa z masnimi števili 54, 56, 57, 58.

Kemični element železo ima tudi približno 20 različnih izotopov, ki pa niso stabilni. Možna stanja oksidacije, ki jih lahko izkazuje določen atom:

Pomemben ni le sam element, ampak tudi njegove različne spojine in zlitine.

Fizične lastnosti

Kot enostavna snov ima železo izrazit metalizem. To pomeni, da je srebrno bela kovina s sivim odtenkom, ki ima visoko stopnjo kovnosti in duktilnosti ter visoko tališče in vrelišče. Če pogledamo značilnosti podrobneje, potem:

tališče - 1539 0 C;
vrelišče - 2862 0 C;
aktivnost - povprečna;
ognjevzdržnost - visoka;
ima izrazite magnetne lastnosti.

Glede na pogoje in različne temperature obstaja več modifikacij železa. Njihove fizikalne lastnosti se razlikujejo, ker se razlikujejo kristalne mreže.

Vse modifikacije imajo različne vrste kristalnih mrež in se razlikujejo tudi po magnetnih lastnostih.

Kemijske lastnosti

Kot je navedeno zgoraj, ima preprosta snov železo povprečno kemično aktivnost. Vendar pa se lahko v fino razpršenem stanju spontano vname na zraku, v čistem kisiku pa kovina sama gori.

Korozivna sposobnost je visoka, zato so zlitine te snovi prevlečene z legirnimi spojinami. Železo lahko deluje z:

kisline;
kisik (vključno z zrakom);
siva;
halogeni;
pri segrevanju - z dušikom, fosforjem, ogljikom in silicijem;
s solmi manj aktivnih kovin, ki jih reducira na preproste snovi;
z vročo vodno paro;
z železovimi solmi v oksidacijskem stanju +3.

Očitno je, da je kovina s takšno aktivnostjo sposobna tvoriti različne spojine, raznolike in polarne lastnosti. To se zgodi. Železo in njegove spojine so izjemno raznolike in se uporabljajo v najrazličnejših vejah znanosti, tehnologije in človeške industrijske dejavnosti.

Razširjenost v naravi

Naravne spojine železa najdemo precej pogosto, saj je za aluminijem drugi najpogostejši element na našem planetu. Hkrati se kovina zelo redko nahaja v čisti obliki, kot del meteoritov, kar kaže na njeno veliko kopičenje v vesolju. Glavnino vsebujejo rude, kamnine in minerali.

Če govorimo o odstotku zadevnega elementa v naravi, lahko podamo naslednje številke.

Jedra zemeljskih planetov - 90%.
V zemeljski skorji - 5%.
V zemeljskem plašču - 12%.
V zemeljskem jedru - 86%.
V rečni vodi - 2 mg/l.
V morju in oceanu - 0,02 mg/l.

Najpogostejše spojine železa tvorijo naslednje minerale:

magnetit;
limonit ali rjava železova ruda;
vivianit;
pirotin;
pirit;
siderit;
markazit;
lellingitis;
mispickel;
milanterit in drugi.

To je še dolg seznam, saj jih je res veliko. Poleg tega so zelo razširjene različne zlitine, ki jih je ustvaril človek. To so tudi železove spojine, brez katerih si težko predstavljamo življenje sodobnega človeka. Ti vključujejo dve glavni vrsti:

lito železo;
postati.

Železo je tudi dragocen dodatek v številnih nikljevih zlitinah.

Železove(II) spojine

Sem spadajo tisti, pri katerih je oksidacijsko stanje elementa +2. So precej številni, saj vključujejo:

oksid;
hidroksid;
binarne spojine;
kompleksne soli;
kompleksne spojine.

Formule kemičnih spojin, v katerih ima železo navedeno oksidacijsko stanje, so posamezne za vsak razred. Oglejmo si najpomembnejše in pogoste med njimi.

Železov(II) oksid.Črn prah, netopen v vodi. Narava povezave je osnovna. Lahko hitro oksidira, vendar se lahko prav tako zlahka reducira v preprosto snov. Raztopi se v kislinah in tvori ustrezne soli. Formula - FeO.
Železov(II) hidroksid. Je bela amorfna oborina. Nastane z reakcijo soli z bazami (alkalijami). Ima šibke bazične lastnosti in je sposoben hitro oksidirati na zraku v železove spojine +3. Formula - Fe(OH) 2.
Soli elementa v določenem oksidacijskem stanju. Praviloma imajo bledo zeleno barvo raztopine, dobro oksidirajo tudi na zraku, pridobivajo in se spreminjajo v železove soli 3. Raztapljajo se v vodi. Primeri spojin: FeCL 2, FeSO 4, Fe(NO 3) 2.
Med označenimi snovmi je več spojin praktičnega pomena. Prvič, (II). To je glavni dobavitelj ionov v telo osebe z anemijo. Ko se pri bolniku diagnosticira taka bolezen, se mu predpišejo kompleksna zdravila na osnovi zadevne spojine. Tako se napolni pomanjkanje železa v telesu.
Drugič, to je, da se železov (II) sulfat skupaj z bakrom uporablja za uničevanje kmetijskih škodljivcev na pridelkih. Metoda že desetletja dokazuje svojo učinkovitost, zato jo zelo cenijo vrtnarji in vrtnarice.
Morova sol
To je spojina, ki je kristalinični hidrat železovega amonijevega sulfata. Njegova formula je zapisana kot FeSO 4 *(NH 4) 2 SO 4 *6H 2 O. Ena od spojin železa (II), ki se pogosto uporablja v praksi. Glavna področja človeške uporabe so naslednja.
1. Farmacevtski izdelki.
2. Znanstvenoraziskovalne in laboratorijske titrimetrične analize (za določanje vsebnosti kroma, kalijevega permanganata, vanadija).
3. Zdravilo - kot dodatek k hrani, če v bolnikovem telesu primanjkuje železa.
4. Za impregnacijo lesenih izdelkov, saj Mohrova sol ščiti pred procesi gnitja.
Ta snov se uporablja tudi na drugih področjih. Ime je dobil v čast nemškemu kemiku, ki je prvi odkril manifestirane lastnosti.
Snovi z oksidacijskim stanjem železa (III)
Lastnosti železovih spojin, v katerih ima oksidacijsko stanje +3, so nekoliko drugačne od zgoraj obravnavanih. Tako narava ustreznega oksida in hidroksida ni več bazična, temveč izrazito amfoterna. Dajmo opis glavnih snovi.

Med navedenimi primeri je s praktičnega vidika pomemben kristalni hidrat, kot je FeCL 3* 6H 2 O ali heksahidrat železov (III) klorid. Uporablja se v medicini za zaustavitev krvavitev in obnavljanje železovih ionov v telesu med slabokrvnostjo.
Železov (III) sulfat devethidrat se uporablja za čiščenje pitne vode, ker se obnaša kot koagulant.
Železove(VI) spojine
Formule kemijskih spojin železa, kjer ima posebno oksidacijsko stanje +6, lahko zapišemo takole:
- K 2 FeO 4 ;
- Na2FeO4;
- MgFeO 4 in drugi.
Vsi imajo skupno ime - ferati - in imajo podobne lastnosti (močni reducenti). Prav tako so sposobni dezinficirati in imajo baktericidni učinek. To jim omogoča uporabo za obdelavo pitne vode v industrijskem obsegu.
Kompleksne povezave
Posebne snovi so zelo pomembne v analizni kemiji in širše. Tiste, ki nastanejo v vodnih raztopinah soli. To so kompleksne železove spojine. Najbolj priljubljeni in dobro raziskani med njimi so naslednji.
1. Kalijev heksacianoferat (II) K 4 . Drugo ime za spojino je rumena krvna sol. Uporablja se za kvalitativno določanje železovega iona Fe 3+ v raztopini. Zaradi izpostavljenosti raztopina pridobi lepo svetlo modro barvo, saj nastane še en kompleks - prusko modra KFe 3+. Že od antičnih časov se uporablja kot
2. Kalijev heksacianoferat (III) K 3 . Drugo ime je rdeča krvna sol. Uporablja se kot visokokakovosten reagent za določanje železovega iona Fe 2+. Posledično nastane modra oborina, imenovana Turnboole modra. Uporablja se tudi kot barvilo za tkanine.
Železo v organski snovi
Železo in njegove spojine so, kakor smo že videli, velikega praktičnega pomena v človeškem gospodarskem življenju. Vendar pa poleg tega njegova biološka vloga v telesu ni nič manjša, celo obratno.
Obstaja ena zelo pomembna beljakovina, ki vsebuje ta element. To je hemoglobin. Zahvaljujoč njemu se prenaša kisik in pride do enotne in pravočasne izmenjave plinov. Zato je vloga železa v vitalnem procesu - dihanju - preprosto ogromna.
Skupno človeško telo vsebuje približno 4 grame železa, ki ga je treba nenehno dopolnjevati z zaužito hrano.

Železo v svoji čisti obliki je duktilna siva kovina, ki jo je mogoče enostavno obdelati. In vendar je za ljudi element Fe bolj praktičen v kombinaciji z ogljikom in drugimi nečistočami, ki omogočajo tvorbo kovinskih zlitin - jekla in litega železa. 95% - točno toliko vseh kovinskih izdelkov, proizvedenih na planetu, vsebuje železo kot glavni element.

Železo: zgodovina

Prve izdelke iz železa, ki jih je izdelal človek, znanstveniki datirajo v 4. tisočletje pr. e., študije pa so pokazale, da je bilo za njihovo proizvodnjo uporabljeno meteorno železo, za katerega je značilna 5-30-odstotna vsebnost niklja. Zanimivo, a dokler človeštvo ni obvladalo pridobivanja železa s taljenjem, je bilo železo cenjeno bolj kot zlato. To je bilo razloženo z dejstvom, da je bilo močnejše in zanesljivejše jeklo veliko bolj primerno za izdelavo orodij in orožja kot baker in bron.

Že stari Rimljani so se naučili izdelovati prvo lito železo: njihove peči so lahko dvignile temperaturo rude na 1400 o C, medtem ko je bilo za lito železo dovolj že 1100-1200 o C. Kasneje so dobili tudi čisto jeklo, tališče ki je, kot je znano, 1535 stopinj Celzija.

Kemijske lastnosti Fe

S čim železo deluje? Železo medsebojno deluje s kisikom, kar spremlja tvorba oksidov; z vodo v prisotnosti kisika; z žveplovo in klorovodikovo kislino:

3Fe+2O2 = Fe3O4
4Fe+3O 2 +6H 2 O = 4Fe(OH) 3
Fe+H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Fe+2HCl = FeCl2 +H2

Tudi železo reagira na alkalije le, če so taline močnih oksidantov. Železo ne reagira z oksidanti pri normalnih temperaturah, ampak vedno začne reagirati, ko se poveča.

Uporaba železa v gradbeništvu

Uporaba železa v gradbeništvu danes ni mogoče preceniti, saj so kovinske konstrukcije osnova absolutno vsake sodobne zgradbe. Na tem področju se Fe uporablja v običajnih jeklih, litem železu in kovanem železu. Ta element najdemo povsod, od kritičnih konstrukcij do sidrnih vijakov in žebljev.

Gradnja gradbenih konstrukcij iz jekla je veliko cenejša, govorimo pa lahko tudi o višjih gradbenih cenah. S tem se izrazito povečuje uporaba železa v gradbeništvu, sama industrija pa se oklepa uporabe novih, učinkovitejših in zanesljivejših zlitin na osnovi Fe.

Uporaba železa v industriji

Uporaba železa in njegovih zlitin - litega železa in jekla - je osnova sodobne strojne, letalske, instrumentalne in druge opreme. Zahvaljujoč Fe cianidom in oksidom se industrija barv in lakov uporablja pri čiščenju vode. Težka industrija je povsem nepredstavljiva brez uporabe zlitin na osnovi Fe+C. Z eno besedo, železo je nenadomestljiva, a hkrati dostopna in razmeroma poceni kovina, ki ima kot del svojih zlitin skoraj neomejeno področje uporabe.

Uporaba železa v medicini

Znano je, da vsaka odrasla oseba vsebuje do 4 grame železa. Ta element je izjemno pomemben za delovanje telesa, še posebej za zdravje krvožilnega sistema (hemoglobin v rdečih krvničkah). Obstaja veliko zdravil na osnovi železa, ki lahko povečajo raven Fe in tako preprečijo razvoj anemije zaradi pomanjkanja železa.

Človeško telo vsebuje približno 5 g železa, večina (70%) je del krvnega hemoglobina.

Fizične lastnosti

V prostem stanju je železo srebrno bela kovina s sivkastim odtenkom. Čisto železo je duktilno in ima feromagnetne lastnosti. V praksi se običajno uporabljajo železove zlitine - lito železo in jeklo.

Fe je najpomembnejši in najpogostejši element od devetih d-kovin podskupine VIII. Skupaj s kobaltom in nikljem tvori »družino železa«.

Pri tvorbi spojin z drugimi elementi pogosto uporablja 2 ali 3 elektrone (B = II, III).

Železo, tako kot skoraj vsi d-elementi skupine VIII, ne izkazuje višje valence, ki je enaka številu skupine. Njegova največja valenca doseže VI in se pojavi zelo redko.

Najbolj tipične spojine so tiste, v katerih so atomi Fe v oksidacijskih stopnjah +2 in +3.

Metode pridobivanja železa

1. Tehnično železo (legirano z ogljikom in drugimi nečistočami) se pridobiva s karbotermično redukcijo njegovih naravnih spojin po naslednji shemi:

Okrevanje poteka postopoma, v treh fazah:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO 2

Lito železo, ki nastane pri tem postopku, vsebuje več kot 2 % ogljika. Kasneje se lito železo uporablja za proizvodnjo jekla - železove zlitine, ki vsebujejo manj kot 1,5% ogljika.

2. Zelo čisto železo se pridobiva na enega od naslednjih načinov:

a) razpad Fe pentakarbonila

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

b) redukcija čistega FeO z vodikom

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

c) elektroliza vodnih raztopin soli Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

železov (II) oksalat

Kemijske lastnosti

Fe je kovina srednje aktivnosti in kaže splošne lastnosti, značilne za kovine.

Edinstvena lastnost je sposobnost "rjavenja" v vlažnem zraku:

V odsotnosti vlage s suhim zrakom začne železo opazno reagirati šele pri T > 150 °C; pri žganju nastane "železova lestvica" Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Železo se v odsotnosti kisika ne topi v vodi. Pri zelo visokih temperaturah Fe reagira z vodno paro in izpodriva vodik iz vodnih molekul:

3 Fe + 4H 2 O(g) = 4H 2

Mehanizem rjavenja je elektrokemična korozija. Izdelek rje je predstavljen v poenostavljeni obliki. Pravzaprav nastane ohlapna plast mešanice oksidov in hidroksidov spremenljive sestave. Za razliko od folije Al 2 O 3 ta plast ne ščiti železa pred nadaljnjim uničenjem.

Vrste korozije

Zaščita železa pred korozijo

1. Interakcija s halogeni in žveplom pri visokih temperaturah.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Nastanejo spojine, v katerih prevladuje ionski tip vezi.

2. Interakcija s fosforjem, ogljikom, silicijem (železo se ne veže neposredno z N2 in H2, ampak ju raztopi).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Nastanejo snovi spremenljive sestave, kot so bertolidi (v spojinah prevladuje kovalentna narava vezi)

3. Interakcija z "neoksidirajočimi" kislinami (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Ker se Fe nahaja v nizu aktivnosti levo od vodika (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), lahko izpodrine H 2 iz navadnih kislin.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

4. Interakcija z "oksidirajočimi" kislinami (HNO 3, H 2 SO 4 konc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Koncentrirani HNO 3 in H 2 SO 4 »pasivirata« železo, zato se kovina pri običajnih temperaturah v njih ne raztopi. Pri močnem segrevanju pride do počasnega raztapljanja (brez sproščanja H 2).

V razdelku Železo HNO 3 se raztopi, gre v raztopino v obliki kationov Fe 3+ in kislinski anion se reducira v NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

Zelo topen v mešanici HCl in HNO 3

5. Odnos do alkalij

Fe se ne topi v vodnih raztopinah alkalij. S staljenimi alkalijami reagira le pri zelo visokih temperaturah.

6. Interakcija s solmi manj aktivnih kovin

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Interakcija s plinastim ogljikovim monoksidom (t = 200°C, P)

Fe (prah) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 železov pentakarbonil

Fe(III) spojine

Fe 2 O 3 - železov (III) oksid.

Rdeče-rjav prah, n. R. v H 2 O. V naravi - "rdeča železova ruda".

Metode pridobivanja:

1) razgradnja železovega (III) hidroksida

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

2) žganje pirita

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

3) razgradnja nitratov

Kemijske lastnosti

Fe 2 O 3 je bazični oksid z znaki amfoternosti.

I. Glavne lastnosti se kažejo v sposobnosti reakcije s kislinami:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe 2 O 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Lastnosti šibke kisline. Fe 2 O 3 se ne raztopi v vodnih raztopinah alkalij, vendar pri taljenju s trdnimi oksidi, alkalijami in karbonati nastanejo feriti:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

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

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 - surovina za proizvodnjo železa v metalurgiji:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO ali Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - železov (III) hidroksid

Metode pridobivanja:

Pridobljeno z delovanjem alkalij na topne soli Fe 3+:

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

Ob pripravi je Fe(OH) 3 rdeče-rjava sluzasto-amorfna usedlina.

Fe(III) hidroksid nastaja tudi pri oksidaciji Fe in Fe(OH) 2 v vlažnem zraku:

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

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

Fe(III) hidroksid je končni produkt hidrolize soli Fe 3+.

Kemijske lastnosti

Fe(OH) 3 je zelo šibka baza (veliko šibkejša od Fe(OH) 2). Kaže opazne kisle lastnosti. Tako ima Fe (OH) 3 amfoteren značaj:

1) reakcije s kislinami potekajo enostavno:

2) sveža oborina Fe(OH) 3 se raztopi v vroči konc. raztopine KOH ali NaOH s tvorbo hidrokso kompleksov:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

V alkalni raztopini se lahko Fe (OH) 3 oksidira v ferate (soli železove kisline H 2 FeO 4, ki se ne sproščajo v prostem stanju):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Fe 3+ soli

Praktično najpomembnejše so: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - rumena krvna sol = Fe 4 3 prusko modra (temno modra oborina)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocianat Fe(III) (krvavo rdeča raztopina)

Železo(latinsko ferrum), fe, kemični element skupine VIII periodnega sistema Mendelejeva; atomsko število 26, atomska masa 55.847; sijoča srebrno bela kovina. Element v naravi sestavljajo štirje stabilni izotopi: 54 fe (5,84 %), 56 fe (91,68 %), 57 fe (2,17 %) in 58 fe (0,31 %).

Zgodovinska referenca. Železo so poznali že v prazgodovini, široko uporabo pa je dobilo veliko kasneje, saj je v naravi izjemno redko v prostem stanju, njegovo pridobivanje iz rud pa je postalo mogoče šele na določeni stopnji tehnološkega razvoja. Verjetno se je človek prvič seznanil z meteoritskim železom, o čemer pričajo njegova imena v jezikih starih ljudstev: staroegipčansko »beni-pet« pomeni »nebeško železo«; Starogrški sideros je povezan z latinskim sidusom (genitiv sideris) - zvezda, nebesno telo. V hetitskih besedilih 14. stol. pr. n. št e. J. se omenja kot kovina, ki je padla z neba. Romanski jeziki ohranjajo koren imena, ki so ga dali Rimljani (na primer francosko fer, italijansko ferro).

Metoda pridobivanja železa iz rud je bila izumljena v zahodni Aziji v 2. tisočletju pr. e.; Po tem se je uporaba železa razširila v Babilon, Egipt in Grčijo; za spreminjanje bronasta doba prišel železna doba. Homer (v 23. spevu Iliade) pravi, da je Ahil v tekmovanju v metu diska zmagovalcu podelil disk iz železa. V Evropi in starodavni Rusiji so stoletja prejemale ženske postopek izdelave sira.Železovo rudo so reducirali z ogljem v kovačnici, zgrajeni v jami; V kovačnico so z mehom črpali zrak, z udarci kladiva ločili produkt redukcije, kritso, od žlindre in iz nje kovali različne izdelke. Z izboljšanjem metod vpihovanja in večanjem višine kurišča se je zvišala temperatura procesa in del železa je bil karburiziran, tj. lito železo; ta razmeroma krhek izdelek je veljal za proizvodni odpadek. Od tod tudi ime litega železa "surovo železo", "surovo železo" - angleško surovo železo. Pozneje so opazili, da se pri nakladanju litega železa in ne železove rude v kovačnico dobi tudi nizkoogljična železova skorja in takšen dvostopenjski postopek se je izkazal za bolj donosnega od postopka pihanja sira. V 12.-13. metoda vriskanja je bila že razširjena. V 14. stoletju Lito železo so začeli taliti ne le kot polizdelek za nadaljnjo predelavo, temveč tudi kot material za ulivanje različnih izdelkov. V ta čas sega tudi preureditev kurišča v jaškovno peč (»domnitsa«) in nato v plavž. Sredi 18. stol. v Evropi se je začel uporabljati crucible postopek za pridobivanje postati, ki je bila v Siriji znana že v zgodnjem srednjem veku, kasneje pa se je izkazalo, da je bila pozabljena. Pri tej metodi je bilo jeklo proizvedeno s taljenjem kovinskih nabojev v majhnih posodah (lončkih) iz zelo ognjevzdržne mase. V zadnji četrtini 18. stol. Začel se je razvijati pudling proces pretvorbe surovega železa v železo na dnu ognjeno odmevne peči. Industrijska revolucija v 18. in začetku 19. stoletja, izum parnega stroja ter gradnja železnic, velikih mostov in parne flote so ustvarili veliko povpraševanje po železu in njegovih zlitinah. Vendar pa vse obstoječe metode proizvodnje železa niso mogle zadovoljiti potreb trga. Masovna proizvodnja jekla se je začela šele sredi 19. stoletja, ko so se razvili Bessemerjev, Thomasov in martovski procesi. V 20. stoletju Postopek taljenja v električnih pečeh se je pojavil in postal zelo razširjen, pri čemer so proizvajali visokokakovostno jeklo.

Razširjenost v naravi. Po vsebnosti v litosferi (4,65 mas. %) je železo med kovinami na drugem mestu (aluminij na prvem mestu). V zemeljski skorji se močno seli in tvori okoli 300 mineralov (oksidi, sulfidi, silikati, karbonati, titanati, fosfati itd.). Železo aktivno sodeluje v magmatskih, hidrotermalnih in supergenih procesih, ki so povezani z nastankom različnih vrst njegovih nahajališč. Železo je kovina zemeljskih globin, nabira se v zgodnjih fazah kristalizacije magme, v ultrabazičnih (9,85 %) in bazičnih (8,56 %) kamninah (v granitih je le 2,7 %). V biosferi se železo kopiči v številnih morskih in celinskih usedlinah, ki tvorijo sedimentne rude.

Pomembno vlogo v geokemiji železa igrajo redoks reakcije - prehod 2-valentnega železa v 3-valentno železo in obratno. V biosferi se v prisotnosti organskih snovi fe 3+ reducira v fe 2+ in zlahka migrira, pri stiku z atmosferskim kisikom pa se fe 2+ oksidira in tvori kopičenje 3-valentnih spojin železa 3-valentno železo je rdeče, rumene, rjave barve. To določa barvo številnih sedimentnih kamnin in njihovo ime - "rdeča tvorba" (rdeče in rjave ilovice in gline, rumeni peski itd.).

Fizikalne in kemijske lastnosti. Pomen železa v sodobni tehnologiji ne določa le njegova široka razširjenost v naravi, temveč tudi kombinacija zelo dragocenih lastnosti. Je plastičen, zlahka se kuje tako v hladnem kot v segretem stanju, lahko pa ga valjamo, štancamo in vlečemo. Sposobnost raztapljanja ogljika in drugih elementov služi kot osnova za proizvodnjo različnih železovih zlitin.

Tekočina lahko obstaja v obliki dveh kristalnih mrež: a - in g - telesno centrirana kubična (bcc) in obrazno centrirana kubična (fcc). Pod 910 °C je a - fe z bcc mrežo stabilen (a = 2,86645 å pri 20 °C). Med 910°C in 1400°C je g-modifikacija s fcc mrežo stabilna (a = 3,64 å). Nad 1400°C ponovno nastane bcc d-fe mreža (a = 2,94 å), stabilna do tališča (1539°C). a - fe je feromagneten do 769°C (Curiejeva točka). Modifikacija g -fe in d -fe sta paramagnetna.

Polimorfne transformacije železa in jekla pri segrevanju in ohlajanju je leta 1868 odkril D.K. Černov. Ogljik tvori z J. trdne raztopine implantacije, pri katerih se atomi C z majhnim atomskim radijem (0,77 å) nahajajo v vmesnih prostorih kovinske kristalne mreže, sestavljene iz večjih atomov (atomski radij fe 1,26 å). Trdna raztopina ogljika v g-fe se imenuje. avstenit, in v (a -fe- ferit. Nasičena trdna raztopina ogljika v g - fe vsebuje 2,0 mas. % C pri 1130 °C; a-fe raztopi le 0,02-0,04 % C pri 723 °C in manj kot 0,01 % pri sobni temperaturi. Zato, ko kaljenje nastane avstenit martenzit - prenasičena trdna raztopina ogljika v a - fe, zelo trda in krhka. Kombinacija utrjevanja z počitnice(s segrevanjem na sorazmerno nizke temperature za zmanjšanje notranjih napetosti) omogoča, da jeklu dodamo zahtevano kombinacijo trdote in duktilnosti.

Fizikalne lastnosti železa so odvisne od njegove čistosti. Industrijski železni materiali običajno vsebujejo primesi ogljika, dušika, kisika, vodika, žvepla in fosforja. Že pri zelo nizkih koncentracijah te nečistoče močno spremenijo lastnosti kovine. Torej, žveplo povzroča t.i. rdeča krhkost, fosfor (tudi 10 -20% P) - hladnost; zmanjšajo ogljik in dušik plastika, in vodik se poveča krhkost G. (tako imenovana vodikova krhkost). Zmanjšanje vsebnosti nečistoč na 10 -7 - 10 -9% vodi do znatnih sprememb v lastnostih kovine, zlasti do povečanja duktilnosti.

Sledijo fizikalne lastnosti železa, ki se nanašajo predvsem na kovino s skupno vsebnostjo nečistoč manj kot 0,01 mas. %:

Atomski polmer 1,26 å

Ionski polmeri fe 2+ o,80 å, fe 3+ o,67 å

Gostota (20 o c) 7,874 g/cm3

t pl 1539°C

t kip približno 3200 o C

Temperaturni koeficient linearne ekspanzije (20°C) 11,7·10 -6

Toplotna prevodnost (25°C) 74,04 tor/(m K)

Toplotna kapaciteta tekočine je odvisna od njene strukture in se kompleksno spreminja s temperaturo; povprečna specifična toplotna kapaciteta (0-1000 o c) 640,57 j/(kg· DO).

Električna upornost (20 °C)

9,7·10 -8 ohm m

Temperaturni koeficient električnega upora

(0-100°C) 6,51·10 -3

Youngov modul 190-210 10 3 Mn/m. 2

(19-21 10 3 kgf/mm 2)

Temperaturni koeficient Youngovega modula

Strižni modul 84,0 10 3 Mn/m 2

Kratkotrajna natezna trdnost

170-210 Mn/m 2

Raztezek 45-55%

Brinellova trdota 350-450 Mn/m 2

Meja tečenja 100 Mn/m 2

Trdnost udarca 300 Mn/m 2

Konfiguracija zunanje elektronske lupine atoma fe 3 d 6 4s 2 . Železo ima spremenljivo valenco (najbolj stabilne so spojine 2- in 3-valentnega železa). S kisikom tvori železo feo oksid, fe 2 o 3 oksid in fe 3 o 4 oksid-oksid (spojina feo s fe 2 o 3, ki ima strukturo spineli) . V vlažnem zraku pri normalnih temperaturah se železo prekrije z ohlapno rjo (fe 2 o 3 n h 2 o). Rja zaradi svoje poroznosti ne preprečuje dostopa kisika in vlage do kovine in je zato ne ščiti pred nadaljnjo oksidacijo. Zaradi različnih vrst korozije se letno izgubi na milijone ton železa. Ko se železo segreje na suhem zraku nad 200 °C, se prekrije s tanko oksidno plastjo, ki ščiti kovino pred korozijo pri normalnih temperaturah; to je osnova tehnične metode zaščite Zh. modrovanje. Pri segrevanju v vodni pari železo oksidira v fe 3 o 4 (pod 570 °C) ali feo (nad 570 °C) in sprošča vodik.

Fe(oh)2 hidroksid nastane v obliki bele oborine pri delovanju jedkih alkalij ali amoniaka na vodne raztopine soli fe2+ v atmosferi vodika ali dušika. Ob stiku z zrakom fe(oh)2 najprej pozeleni, nato počrni in se na koncu hitro spremeni v rdeče-rjav hidroksid fe(oh)3. Feo oksid kaže bazične lastnosti. Fe 2 o 3 oksid je amfoteren in ima šibko izraženo kislo funkcijo; reagira z bolj bazičnimi oksidi (na primer mgo), tvori ferite - spojine tipa fe 2 o 3 n meo, ki imajo feromagnetne lastnosti in se pogosto uporabljajo v radijski elektroniki. Kisle lastnosti so izražene tudi v šestvalentnem železu, ki obstaja v obliki feratov, na primer k 2 feo 4, soli železove kisline, ki niso izolirane v prostem stanju.

F. zlahka reagira s halogeni in vodikovimi halogenidi, pri čemer nastanejo soli, na primer kloridi fecl 2 in fecl 3. Pri segrevanju tekočine z žveplom nastaneta sulfida fes in fes 2. Karbidi Zh - fe 3 c ( cementit) in fe 2 c (e-karbid) - oborina iz trdnih raztopin ogljika v tekočini pri ohlajanju. fe 3 c se sprošča tudi iz raztopin ogljika v tekoči tekočini pri visokih koncentracijah dušika, tako kot ogljik, daje intersticijske trdne raztopine iz tekočine; Od tega se sproščajo nitridi fe 4 n in fe 2 n. Z vodikom proizvaja železo samo nestabilne hidride, katerih sestava ni natančno ugotovljena. Pri segrevanju železo močno reagira s silicijem in fosforjem, pri čemer tvori silicide (npr. Fe 3 si) in fosfide (npr. Fe 3 p).

Tekoče spojine s številnimi elementi (O, s itd.), Ki tvorijo kristalno strukturo, imajo spremenljivo sestavo (na primer vsebnost žvepla v monosulfidu se lahko spreminja od 50 do 53,3 at.%). To je posledica napak v kristalni strukturi. Na primer, v železovem oksidu so nekateri ioni fe 2+ na mrežnih mestih nadomeščeni z ioni fe 3+; za ohranitev električne nevtralnosti nekatera mrežna mesta, ki so pripadala fe 2+ ionom, ostanejo prazna in faza (wüstit) v normalnih pogojih ima formulo fe 0,947 o.

J. interakcija z dušikova kislina. Koncentrirana hno 3 (gostota 1,45 g/cm3) pasivira železo zaradi videza zaščitnega oksidnega filma na njegovi površini; bolj razredčen hno 3 raztopi tekočino s tvorbo ionov fe 2+ ali fe 3+, ki se reducirajo na mh 3 ali n 2 o in n 2.

Raztopine dvovalentnih železovih soli na zraku so nestabilne - fe 2+ postopoma oksidira v fe 3+. Vodne raztopine tekočih soli zaradi hidroliza imajo kislo reakcijo. Dodatek fe 3+ tiocianatnih ionov scn - k raztopinam soli daje svetlo krvavo rdečo barvo zaradi pojava fe (scn) 3, kar omogoča odkrivanje prisotnosti 1 dela fe 3+ v približno 10 6 deli vode. Za J. je značilna izobrazba kompleksne spojine.

Prejem in prijava. Čisto železo dobimo v relativno majhnih količinah z elektrolizo vodnih raztopin njegovih soli ali z redukcijo njegovih oksidov z vodikom. Razvija se metoda za neposredno pridobivanje železa iz rud z elektrolizo talin. Proizvodnja dovolj čistega železa postopoma narašča z njegovo neposredno redukcijo iz rudnih koncentratov z vodikom, zemeljskim plinom ali premogom pri relativno nizkih temperaturah.

Železo je najpomembnejša kovina v sodobni tehnologiji. V svoji čisti obliki se železo praktično ne uporablja zaradi nizke trdnosti, čeprav se v vsakdanjem življenju izdelki iz jekla ali litega železa pogosto imenujejo "železo". Glavnina železa se uporablja v obliki zlitin z zelo različnimi sestavami in lastnostmi. Železove zlitine predstavljajo približno 95 % vseh kovinskih izdelkov. Zlitine, bogate z ogljikom (več kot 2 mas. %) - litine - se talijo v plavžih iz obogatenih železovih rud. Jeklo različnih razredov (vsebnost ogljika manj kot 2 mas.%) se tali iz litega železa v odprtih in električnih pečeh in pretvornikih z oksidacijo (izgorevanjem) odvečnega ogljika, odstranjevanjem škodljivih primesi (predvsem s, P, O) in dodajanjem legirni elementi. Visokolegirana jekla (z visoko vsebnostjo niklja, kroma, volframa in drugih elementov) talimo v elektroobločnih in indukcijskih pečeh. Za proizvodnjo jekel in železovih zlitin za posebno kritične namene se uporabljajo novi postopki - vakuum, elektropretaljenje z žlindro, plazemsko in elektronsko taljenje itd. Razvijajo se metode za taljenje jekla v enotah z neprekinjenim delovanjem, ki zagotavljajo visoko kakovost kovine in avtomatizacijo Postopek.

Na osnovi železa nastajajo materiali, ki so odporni na učinke visokih in nizkih temperatur, vakuuma in visokih tlakov, agresivnih okolij, visokih izmeničnih napetosti, jedrskega sevanja itd. Proizvodnja železa in njegovih zlitin nenehno raste. Leta 1971 so jih v ZSSR pretopili 89,3 milijona. T litega železa in 121 mio T postati.

L. A. Švarcman, L. V. Vanjukova.

Železo kot umetniški material so uporabljali že od antike v Egiptu (podstavek za glavo iz Tutankamonove grobnice pri Tebah, sredina 14. st. pr. n. št., Ashmolean Museum, Oxford), Mezopotamiji (bodala najdena pri Carchemishu, 500 pr. n. št., British Museum, London) , Indija (železni steber v Delhiju, 415). Od srednjega veka so se v evropskih državah (Anglija, Francija, Italija, Rusija itd.) ohranili številni visoko umetniški izdelki iz železa in jekla - kovane ograje, vratni tečaji, stenski nosilci, vetrovke, okvirji skrinj, luči. Kovani izdelki iz palic in izdelki iz ekspandirane pločevine (pogosto s sljudno oblogo) se odlikujejo po ravnih oblikah, jasni linearni grafični silhueti in so učinkovito vidni na svetlem zračnem ozadju. V 20. stoletju Železo se uporablja za izdelavo rešetk, ograj, odprtih notranjih predelnih sten, svečnikov in spomenikov.

T.L.

Železo v telesu. Železo je prisotno v organizmih vseh živali in rastlin (povprečno okoli 0,02 %); nujen je predvsem za presnovo kisika in oksidativne procese. Obstajajo organizmi (tako imenovani koncentratorji), ki ga lahko kopičijo v velikih količinah (npr. železove bakterije - do 17-20 % F.). Skoraj vse maščobe v živalskih in rastlinskih organizmih so povezane z beljakovinami. Pomanjkanje maščobe povzroča zastoj rasti in simptome rastlinska kloroza, povezana z zmanjšano izobrazbo klorofil. Presežek železa škodljivo vpliva tudi na razvoj rastlin, saj povzroča na primer sterilnost riževih cvetov in klorozo. V alkalnih tleh nastajajo železove spojine, ki jih rastlinske korenine ne morejo absorbirati, rastline pa ga ne dobijo v zadostnih količinah; v kislih tleh prehaja železo v presežnih količinah v topne spojine. Pri pomanjkanju ali presežku železovih spojin, ki jih je mogoče asimilirati v tleh, se lahko bolezni rastlin pojavijo na velikih površinah.

Vlaknine v telo živali in ljudi vstopajo s hrano (najbogatejši viri z njimi so jetra, meso, jajca, stročnice, kruh, žita, špinača, pesa). Običajno oseba z dieto prejme 60-110 mg J., kar znatno presega njegove dnevne potrebe. Absorpcija gnojila, prejetega s hrano, poteka v zgornjem delu tankega črevesa, od koder pride v krvi v obliki, vezani na beljakovine, in se s krvjo prenaša v različne organe in tkiva, kjer se odlaga v obliki gnojila. proteinski kompleks - feritin. Glavno skladišče maščobe v telesu sta jetra in vranica. Zaradi železovega feritina se sintetizirajo vse spojine, ki vsebujejo železo v telesu: dihalni pigment se sintetizira v kostnem mozgu. hemoglobin, v mišicah - mioglobin, v različnih tkivih citokromi in drugi encimi, ki vsebujejo železo. Maščoba se izloča iz telesa predvsem skozi steno debelega črevesa (pri človeku jih je okoli 6-10 mg na dan) in v manjši meri preko ledvic. Potrebe telesa po maščobah se spreminjajo s starostjo in telesno kondicijo. Za 1 kg teže otroci potrebujejo - 0,6, odrasli - 0,1 in nosečnice - 0,3 mg J. na dan. Pri živalih je potreba po maščobi približno (na 1 kg suha snov prehrane): za krave molznice - najmanj 50 mg, za mlade živali - 30-50 mg, za pujske - do 200 mg, za breje prašiče - 60 mg

V. V. Kovalskega.

V medicini se zdravilni pripravki železa (reducirano železo, železov laktat, železov glicerofosfat, dvovalentni železov sulfat, Blo tablete, raztopina malata, feramid, hemostimulin itd.) uporabljajo pri zdravljenju bolezni, ki jih spremlja pomanjkanje železa v telesu (. anemija zaradi pomanjkanja železa), pa tudi kot splošni tonik (po nalezljivih boleznih itd.). Izotopi železa (52 fe, 55 fe in 59 fe) se uporabljajo kot indikatorji v biomedicinskih raziskavah in diagnostiki krvnih bolezni (anemija, levkemija, policitemija itd.).

Lit.: Splošna metalurgija, M., 1967; Nekrasov B.V., Osnove splošne kemije, letnik 3, M., 1970; Remi G., Tečaj anorganske kemije, trans. iz nemščine, letnik 2, M., 1966; Kratka kemijska enciklopedija, letnik 2, M., 1963; Levinson N. R., [Izdelki iz barvnih in železnih kovin], v knjigi: Ruska dekorativna umetnost, vol. 1-3, M., 1962-65; Vernadsky V.I., Biogeokemični eseji. 1922-1932, M. - L., 1940; Granik S., Presnova železa pri živalih in rastlinah, v zborniku: Mikroelementi, prev. iz angleščine, M., 1962; Dixon M., Webb F., encimi, trans. iz angleščine, M., 1966; neogi p., železo v stari Indiji, Kalkuta, 1914; prijatelj j. n., železo v antiki, l., 1926; frank e. b., staro francosko železarstvo, kamb. (maš.), 1950; Lister R., Dekorativno kovano železo v Veliki Britaniji, l., 1960.

prenesi povzetek

Železo so poznali že v prazgodovini, široko uporabo pa je dobilo veliko kasneje, saj je v naravi izjemno redko v prostem stanju, njegova proizvodnja iz rud pa je postala mogoča šele na določeni stopnji tehnološkega razvoja. Verjetno se je človek prvič seznanil z meteoritskim železom, kar dokazujejo njegova imena v jezikih starih ljudstev: starodavno egipčansko "beni-pet" pomeni "nebeško železo"; Starogrški sideros je povezan z latinskim sidusom (rod sideris) - zvezda, nebesno telo. V hetitskih besedilih 14. stoletja pr. e. Železo se omenja kot kovina, ki je padla z neba. V romanskih jezikih se je ohranil koren imena, ki so ga dali Rimljani (npr. francosko fer, italijansko ferro).

Metoda pridobivanja železa iz rud je bila izumljena v zahodni Aziji v 2. tisočletju pr. e.; po tem se je uporaba železa razširila v Babilon, Egipt in Grčijo; Bronasto dobo je nadomestila železna. Homer (v 23. spevu Iliade) pravi, da je Ahil v tekmovanju v metu diska zmagovalcu podelil disk iz železa. V Evropi in stari Rusiji so že stoletja železo pridobivali s postopkom izdelave sira. Železovo rudo so reducirali z ogljem v kovačnici, zgrajeni v jami; V kovačnico so z mehom črpali zrak, z udarci kladiva ločili produkt redukcije, kritso, od žlindre in iz nje kovali različne izdelke. Ko so se izboljšale metode pihanja in povečala višina kurišča, se je temperatura procesa povečala in del železa je bil karburiziran, to je lito železo; ta razmeroma krhek izdelek je veljal za proizvodni odpadek. Od tod ime litega železa "surovo železo", "surovo železo" - angleško. surovega železa. Pozneje so opazili, da se pri nakladanju litega železa in ne železove rude v kovačnico dobi tudi nizkoogljična železova skorja in takšen dvostopenjski postopek se je izkazal za bolj donosnega od postopka pihanja sira. V 12. in 13. stoletju je bila metoda vriskanja že zelo razširjena.

V 14. stoletju so lito železo začeli taliti ne le kot polizdelek za nadaljnjo predelavo, temveč tudi kot material za ulivanje različnih izdelkov. V ta čas sega tudi preureditev ognjišča v jaškovno peč (»domnitsa«) in nato v plavž. Sredi 18. stoletja se je v Evropi začel uporabljati lončni postopek za proizvodnjo jekla, ki so ga v Siriji poznali v zgodnjem srednjem veku, kasneje pa so ga pozabili. S to metodo so jeklo izdelovali s taljenjem kovinskega naboja v majhnih posodah (lončkih) iz zelo ognjevzdržne mase. V zadnji četrtini 18. stoletja se je začel razvijati pudlični postopek predelave litine v železo na kurišču ognjeno odmevne peči. Industrijska revolucija v 18. in začetku 19. stoletja, izum parnega stroja, gradnja železnic, velikih mostov in parne flote so ustvarili veliko potrebo po železu in njegovih zlitinah. Vendar pa vse obstoječe metode proizvodnje železa niso mogle zadovoljiti potreb trga. Masovna proizvodnja jekla se je začela šele sredi 19. stoletja, ko so se razvili Bessemerjev, Thomasov in martovski procesi. V 20. stoletju se je pojavil in razširil električni postopek izdelave jekla, ki je proizvedel visokokakovostno jeklo.

Porazdelitev železa v naravi. Po vsebnosti v litosferi (4,65 mas. %) je železo med kovinami na drugem mestu (na prvem mestu je aluminij). V zemeljski skorji se močno seli in tvori okoli 300 mineralov (oksidi, sulfidi, silikati, karbonati, titanati, fosfati itd.). Železo aktivno sodeluje v magmatskih, hidrotermalnih in supergenih procesih, ki so povezani z nastankom različnih vrst njegovih nahajališč. Železo je kovina zemeljskih globin, nabira se v zgodnjih fazah kristalizacije magme, v ultrabazičnih (9,85 %) in bazičnih (8,56 %) kamninah (v granitih je le 2,7 %). V biosferi se železo kopiči v številnih morskih in celinskih usedlinah in tvori sedimentne rude.

Pomembno vlogo v geokemiji železa igrajo redoks reakcije - prehod 2-valentnega železa v 3-valentno železo in obratno. V biosferi se v prisotnosti organskih snovi Fe 3+ reducira v Fe 2+ in zlahka migrira, pri stiku z atmosferskim kisikom pa se Fe 2+ oksidira in tvori kopičenja železovih hidroksidov. Razširjene spojine železovega železa so rdeče, rumene in rjave. To določa barvo številnih sedimentnih kamnin in njihovo ime - "rdeča tvorba" (rdeče in rjave ilovice in gline, rumeni peski itd.).

Fizikalne lastnosti železa. Pomen železa v sodobni tehnologiji ne določa le njegova široka razširjenost v naravi, temveč tudi kombinacija zelo dragocenih lastnosti. Je plastičen, zlahka se kuje tako v hladnem kot v segretem stanju, lahko pa ga valjamo, štancamo in vlečemo. Sposobnost raztapljanja ogljika in drugih elementov služi kot osnova za proizvodnjo različnih železovih zlitin.

Železo lahko obstaja v obliki dveh kristalnih mrež: α- in γ-telesno centrirane kubične (bcc) in čelno centrirane kubične (fcc). Pod 910 °C je α-Fe z bcc mrežo stabilen (a = 2,86645Å pri 20 °C). Med 910 °C in 1400 °C je modifikacija γ s fcc mrežo stabilna (a = 3,64 Å). Nad 1400°C ponovno nastane bcc mreža δ-Fe (a = 2,94Å), stabilna do tališča (1539°C). α-Fe je feromagneten do 769 °C (Curiejeva točka). Modifikacije γ-Fe in δ-Fe so paramagnetne.

Polimorfne transformacije železa in jekla pri segrevanju in ohlajanju je leta 1868 odkril D. K. Chernov. Ogljik tvori intersticijske trdne raztopine z železom, v katerih se atomi C z majhnim atomskim polmerom (0,77 Å) nahajajo v vmesnih prostorih kristalne mreže kovine, sestavljene iz večjih atomov (atomski polmer Fe 1,26 Å). Trdna raztopina ogljika v γ-Fe se imenuje avstenit, v α-Fe pa ferit. Nasičena trdna raztopina ogljika v γ-Fe vsebuje 2,0 % mase C pri 1130 °C; α-Fe raztopi le 0,02-0,04 % C pri 723 °C in manj kot 0,01 % pri sobni temperaturi. Zato pri utrjevanju avstenita nastane martenzit - prenasičena trdna raztopina ogljika v α-Fe, zelo trda in krhka. Kombinacija kaljenja in popuščanja (segrevanje na sorazmerno nizke temperature za zmanjšanje notranjih napetosti) omogoča, da jeklo dobi zahtevano kombinacijo trdote in duktilnosti.

Fizikalne lastnosti železa so odvisne od njegove čistosti. V industrijskih železnih materialih železo običajno spremljajo nečistoče ogljika, dušika, kisika, vodika, žvepla in fosforja. Že pri zelo nizkih koncentracijah te nečistoče močno spremenijo lastnosti kovine. Tako žveplo povzroča tako imenovano rdečo krhkost, fosfor (celo 10 -2% P) - hladno krhkost; ogljik in dušik zmanjšata duktilnost, vodik pa poveča krhkost železa (ti vodikova krhkost). Zmanjšanje vsebnosti nečistoč na 10 -7 - 10 -9% vodi do znatnih sprememb v lastnostih kovine, zlasti do povečanja duktilnosti.

Sledijo fizikalne lastnosti železa, ki se nanašajo predvsem na kovino s skupno vsebnostjo nečistoč manj kot 0,01 mas. %:

Atomski polmer 1,26Å

Ionski polmeri Fe 2+ 0,80 Å, Fe 3+ 0,67 Å

Gostota (20°C) 7,874 g/cm3

vrelišče okoli 3200°C

Temperaturni koeficient linearne ekspanzije (20°C) 11,7·10 -6

Toplotna prevodnost (25°C) 74,04 W/(m K)

Toplotna kapaciteta železa je odvisna od njegove strukture in se kompleksno spreminja s temperaturo; povprečna specifična toplotna kapaciteta (0-1000°C) 640,57 J/(kg K).

Električna upornost (20°C) 9,7 10 -8 ohm m

Temperaturni koeficient električnega upora (0-100°C) 6,51·10 -3

Youngov modul 190-210 10 3 MN/m 2 (19-21 10 3 kgf/mm 2)

Temperaturni koeficient Youngovega modula 4·10 -6

Strižni modul 84,0 10 3 MN/m 2

Kratkotrajna natezna trdnost 170-210 MN/m2

Raztezek 45-55%

Trdota po Brinellu 350-450 Mn/m2

Meja tečenja 100 Mn/m2

Udarna trdnost 300 MN/m2

Kemične lastnosti železa. Konfiguracija zunanje elektronske lupine atoma je 3d 6 4s 2. Železo ima spremenljivo valenco (najbolj stabilne so spojine 2- in 3-valentnega železa). S kisikom tvori železo oksid (II) FeO, oksid (III) Fe 2 O 3 in oksid (II,III) Fe 3 O 4 (spojina FeO z Fe 2 O 3, ki ima spinelno strukturo). V vlažnem zraku pri običajnih temperaturah se železo pokrije z rahlo rjo (Fe 2 O 3 nH 2 O). Rja zaradi svoje poroznosti ne preprečuje dostopa kisika in vlage do kovine in je zato ne ščiti pred nadaljnjo oksidacijo. Zaradi različnih vrst korozije se vsako leto izgubi na milijone ton železa. Ko se železo segreje na suhem zraku nad 200 °C, se prekrije s tanko oksidno plastjo, ki ščiti kovino pred korozijo pri normalnih temperaturah; to je osnova tehnične metode zaščite železa - modrenja. Pri segrevanju v vodni pari železo oksidira v Fe 3 O 4 (pod 570 °C) ali FeO (nad 570 °C) in sprosti vodik.

Fe(OH)2 hidroksid nastane v obliki bele oborine pri delovanju jedkih alkalij ali amoniaka na vodne raztopine soli Fe2+ v atmosferi vodika ali dušika. Ob stiku z zrakom se Fe(OH) 2 najprej obarva zeleno, nato počrni in na koncu hitro postane rdeče-rjav hidroksid Fe(OH) 3. FeO oksid kaže bazične lastnosti. Fe 2 O 3 oksid je amfoteren in ima šibko kislo funkcijo; reagira z bolj bazičnimi oksidi (na primer z MgO, tvori ferite - spojine, kot je Fe 2 O 3 nMeO, ki imajo feromagnetne lastnosti in se pogosto uporabljajo v radijski elektroniki. Kisle lastnosti so izražene tudi v šestvalentnem železu, ki obstaja v oblika feratov, na primer K 2 FeO 4, soli železove kisline, ki se ne sproščajo v prostem stanju.

Železo zlahka reagira s halogeni in vodikovimi halogenidi, pri čemer nastanejo soli, kot sta klorida FeCl 2 in FeCl 3. Pri segrevanju železa z žveplom nastanejo sulfidi FeS in FeS 2. Železovi karbidi - Fe 3 C (cementit) in Fe 2 C (e-karbid) - se ob ohlajanju izločijo iz trdnih raztopin ogljika v železu. Fe 3 C se sprošča tudi iz raztopin ogljika v tekočem železu pri visokih koncentracijah C. Dušik, tako kot ogljik, daje intersticijske trdne raztopine z železom; Iz njih se sproščajo nitridi Fe 4 N in Fe 2 N, železo tvori le nestabilne hidride, katerih sestava ni bila natančno ugotovljena. Pri segrevanju železo močno reagira s silicijem in fosforjem, pri čemer tvori silicide (na primer Fe 3 Si in fosfide (na primer Fe 3 P).

Železove spojine s številnimi elementi (O, S in drugi), ki tvorijo kristalno strukturo, imajo spremenljivo sestavo (na primer vsebnost žvepla v monosulfidu se lahko spreminja od 50 do 53,3 at.%). To je posledica napak v kristalni strukturi. Na primer, v železovem (II) oksidu so nekateri ioni Fe 2+ na mrežnih mestih nadomeščeni z ioni Fe 3+; zaradi ohranjanja električne nevtralnosti nekatera mrežna mesta, ki so pripadala ionom Fe 2+, ostanejo prazna.

Normalni elektrodni potencial železa v vodnih raztopinah njegovih soli za reakcijo Fe = Fe 2+ + 2e je -0,44 V, za reakcijo Fe = Fe 3+ + 3e pa -0,036 V. Tako je v vrsti dejavnosti železo levo od vodika. Zlahka se topi v razredčenih kislinah s sproščanjem H 2 in tvorbo Fe 2+ ionov. Interakcija železa z dušikovo kislino je nenavadna. Koncentrirana HNO 3 (gostota 1,45 g/cm 3) pasivira železo zaradi pojava zaščitnega oksidnega filma na njegovi površini; bolj razredčena HNO 3 raztaplja železo, da nastanejo ioni Fe 2+ ali Fe 3+, ki se reducirajo v NH 3 ali N 2 in N 2 O. Raztopine soli dvovalentnega železa v zraku so nestabilne - Fe 2+ postopoma oksidira v Fe 3+. Vodne raztopine železovih soli imajo zaradi hidrolize kislo reakcijo. Dodatek tiocianatnih ionov SCN- v raztopine soli Fe 3+ daje svetlo krvavo rdečo barvo zaradi tvorbe Fe(SCN) 3, kar omogoča odkritje prisotnosti 1 dela Fe 3+ v približno 10 6 deli vode. Za železo je značilna tvorba kompleksnih spojin.

Pridobivanje železa.Čisto železo se pridobiva v razmeroma majhnih količinah z elektrolizo vodnih raztopin njegovih soli ali z redukcijo njegovih oksidov z vodikom. Proizvodnja dovolj čistega železa se postopoma povečuje z neposredno redukcijo iz rudnih koncentratov z vodikom, zemeljskim plinom ali premogom pri relativno nizkih temperaturah.

Uporaba železa.Železo je najpomembnejša kovina sodobne tehnologije. V svoji čisti obliki se železo praktično ne uporablja zaradi nizke trdnosti, čeprav se v vsakdanjem življenju izdelki iz jekla ali litega železa pogosto imenujejo "železo". Glavnino železa uporabimo v obliki zlitin, ki so po sestavi in lastnostih zelo različne. Železove zlitine predstavljajo približno 95 % vseh kovinskih izdelkov. Zlitine, bogate z ogljikom (nad 2 mas. %) - litine - se talijo v plavžih iz z železom obogatenih rud. Različne vrste jekla (vsebnost ogljika manj kot 2 mas. %) se talijo iz litega železa v odprtih in električnih pečeh in pretvornikih z oksidacijo (izgorevanjem) odvečnega ogljika, odstranjevanjem škodljivih primesi (predvsem S, P, O) in dodajanjem legirni elementi. Visokolegirana jekla (z visoko vsebnostjo niklja, kroma, volframa in drugih elementov) talimo v elektroobločnih in indukcijskih pečeh. Za proizvodnjo jekel in železovih zlitin za posebej kritične namene se uporabljajo novi postopki - vakuum, elektropretaljenje z žlindro, plazemsko in elektronsko taljenje in drugi. Razvijajo se metode za taljenje jekla v neprekinjenih enotah, ki zagotavljajo visoko kakovost kovine in avtomatizacijo procesa.

Na osnovi železa nastajajo materiali, ki so odporni na visoke in nizke temperature, vakuum in visoke pritiske, agresivna okolja, visoke izmenične napetosti, jedrsko sevanje itd. Proizvodnja železa in njegovih zlitin nenehno raste.

Železo kot umetniški material so že od pradavnine uporabljali v Egiptu, Mezopotamiji in Indiji. Od srednjega veka so se v evropskih deželah (Angliji, Franciji, Italiji, Rusiji in drugih) ohranili številni visoko umetniški izdelki iz železa - kovane ograje, vratni tečaji, stenski nosilci, vetrovke, skrinje, luči. Kovani izdelki iz palic in izdelki iz perforirane pločevine (pogosto s sljudno oblogo) se odlikujejo po ravnih oblikah, jasni linearno-grafični silhueti in so učinkovito vidni na svetlo-zračnem ozadju. V 20. stoletju so iz železa izdelovali rešetke, ograje, odprte notranje predelne stene, svečnike in spomenike.

Železo v telesu.Železo je prisotno v telesih vseh živali in v rastlinah (povprečno okoli 0,02 %); nujen je predvsem za presnovo kisika in oksidativne procese. Obstajajo organizmi (tako imenovani koncentratorji), ki ga lahko kopičijo v velikih količinah (na primer železove bakterije - do 17-20% železa). Skoraj vse železo v živalih in rastlinah je vezano na beljakovine. Pomanjkanje železa povzroči zastoj rasti in klorozo rastlin, povezano z zmanjšano tvorbo klorofila. Presežek železa škodljivo vpliva tudi na razvoj rastlin, saj povzroča na primer sterilnost riževih cvetov in klorozo. V alkalnih tleh nastajajo železove spojine, ki jih rastlinske korenine ne morejo absorbirati, rastline pa ga ne prejmejo v zadostnih količinah; v kislih tleh se železo v prevelikih količinah spremeni v topne spojine. Če v tleh pride do pomanjkanja ali presežka železovih spojin, ki jih je mogoče asimilirati, lahko rastlinske bolezni opazimo na velikih površinah.

Železo pride v telo živali in človeka s hrano (najbogatejši viri z njim so jetra, meso, jajca, stročnice, kruh, žita, špinača in pesa). Običajno oseba s svojo prehrano prejme 60-110 mg železa, kar znatno presega dnevne potrebe. Absorpcija železa, prejetega s hrano, poteka v zgornjem delu tankega črevesa, od koder pride v krvi v obliki, vezani na beljakovine, in se s krvjo prenese v različne organe in tkiva, kjer se odloži v obliki železa. proteinski kompleks - feritin. Glavno skladišče železa v telesu sta jetra in vranica. Zaradi feritina pride do sinteze vseh spojin, ki vsebujejo železo v telesu: dihalni pigment hemoglobin se sintetizira v kostnem mozgu, mioglobin se sintetizira v mišicah, citokromi in drugi encimi, ki vsebujejo železo, se sintetizirajo v različnih tkivih. Železo se iz telesa sprošča predvsem skozi steno debelega črevesa (pri človeku okoli 6-10 mg na dan) in v manjši meri preko ledvic. Potreba telesa po železu se spreminja s starostjo in fizičnim stanjem. Na 1 kg teže otroci potrebujejo - 0,6 mg, odrasli - 0,1 in nosečnice - 0,3 mg železa na dan. Pri živalih je potreba po železu približno (na 1 kg suhe snovi prehrane): za krave molznice - najmanj 50 mg, za mlade živali - 30-50 mg; za pujske - do 200 mg, za breje prašiče - 60 mg.

Vrsta