Charakteristika železa v chémii a fyzikálne vlastnosti. Chemické vlastnosti Fe

Brazhnikova Alla Mikhailovna,

GBOU stredná škola č.332

Nevský obvod Petrohradu

Táto príručka skúma otázky na tému „Chémia železa“. Okrem tradičných teoretických otázok sa zvažujú otázky, ktoré presahujú základnú úroveň. Obsahuje otázky na sebakontrolu, ktoré umožňujú študentom overiť si úroveň zvládnutia príslušného vzdelávacieho materiálu v rámci prípravy na Jednotnú štátnu skúšku.

KAPITOLA 1. ŽELEZO – JEDNODUCHÁ LÁTKA.

Štruktúra atómu železa .

Železo je d-prvok, ktorý sa nachádza v sekundárnej podskupine skupiny VIII periodickej tabuľky. Najbežnejší kov v prírode po hliník Je súčasťou mnohých minerálov: hnedá železná ruda (hematit) Fe 2 O 3, magnetická železná ruda (magnetit) Fe 3 O 4, pyrit FeS 2.

Elektronická štruktúra : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .

Valence : II, III, (IV).

Oxidačné stavy: 0, +2, +3, +6 (len vo ferátoch K 2 FeO 4).

Fyzikálne vlastnosti.

Železo je lesklý, strieborno-biely kov, mp. - 1539 0 C.

Potvrdenie.

Čisté železo možno získať redukciou oxidov vodíkom pri zahrievaní, ako aj elektrolýzou roztokov jeho solí. Vysokopecný proces - výroba železa vo forme zliatin s uhlíkom (liatina a oceľ):

1) 3Fe203 + CO → 2Fe304 + CO2

2) Fe304 + CO → 3FeO + CO2

3) FeO + CO → Fe + CO 2

Chemické vlastnosti.

I. Interakcia s jednoduchými látkami - nekovmi

1) S chlórom a sírou (pri zahrievaní). Silnejšie oxidačné činidlo chlór oxiduje železo na Fe 3+ a slabšie oxidačné činidlo chlór ho oxiduje na Fe 2+:

2Fe2 + 3Cl -> 2FeCl3

2) S uhlím, kremíkom a fosforom (pri vysokej teplote).

3) V suchom vzduchu sa oxiduje kyslíkom, pričom vzniká vodný kameň - zmes oxidov železa (II) a (III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 (FeO Fe 2 O 3)

II. Interakcia s komplexnými látkami.

1) Korózia (hrdzavenie) železa sa vyskytuje vo vlhkom vzduchu:

4Fe + 302 + 6H20 -> 4Fe(OH) 3

Pri vysokých teplotách (700 - 900 0 C) v neprítomnosti kyslíka železo reaguje s vodnou parou a vytláča z nej vodík:

3Fe+ 4H20 -> Fe304 + 4H2

2) Vytláča vodík zo zriedenej kyseliny chlorovodíkovej a sírovej:

Fe+ 2HCl= FeCl2 + H2

Fe + H2S04 (zriedené) = FeS04 + H2

Vysoko koncentrované kyseliny sírové a dusičné nereagujú so železom pri bežných teplotách v dôsledku jeho pasivácie.

So zriedenou kyselinou dusičnou sa železo oxiduje na Fe 3+, redukčné produkty HNO 3 závisia od jej koncentrácie a teploty:

8Fe + 30HNO3(ultrazried.) →8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H20

Fe + 4HNO3(ried.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H20

Fe + 6HNO3(konc.) → (teplota) Fe(N03)3 + 3NO2 + 3H20

3) Reakcia s roztokmi solí kovov umiestnenými napravo od železa v elektrochemickej sérii kovových napätí:

Fe + CuSO 4 → Fe SO 4 + Cu

KAPITOLA2. ZLÚČENINY ŽELEZA.

Oxid železitý(II) .

Oxid FeO je čierny prášok, nerozpustný vo vode.

Potvrdenie.

Redukcia z oxidu železitého (III) pri 500 °C pôsobením oxidu uhoľnatého (II):

Fe203 + CO→2FeO+ CO2

Chemické vlastnosti.

Zásaditý oxid, zodpovedá hydroxidu Fe(OH)2: rozpúšťa sa v kyselinách, pričom vytvára soli železa (II):

FeO+ 2HCl → FeCl2 + H20

hydroxid železitý (II).

Hydroxid železitý Fe(OH) 2 je vo vode nerozpustná zásada.

Potvrdenie.

Vplyv alkálií na soli železa () bez prístupu vzduchu:

FeSO4 + NaOH → Fe(OH)2↓+ Na2S04

Chemické vlastnosti.

Hydroxid Fe(OH)2 má zásadité vlastnosti a je vysoko rozpustný v minerálnych kyselinách, pričom tvorí soli.

Fe(OH)2 + H2S04 ->FeS04 + 2H20

Pri zahrievaní sa rozkladá:

Fe(OH)2 → (teplota) FeO+ H20

Redoxné vlastnosti.

Zlúčeniny železa (II) vykazujú pomerne silné redukčné vlastnosti a sú stabilné iba v inertnej atmosfére; na vzduchu (pomaly) alebo vo vodnom roztoku pôsobením oxidačných činidiel (rýchlo) sa premieňajú na zlúčeniny železa (III):

4 Fe(OH) 2 (precipitácia) + O 2 + 2H 2 O→ 4 Fe(OH) 3 ↓

2FeCl2 + Cl2 -> 2FeCl3

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2S04 → 5 Fe2 (SO4)3 + 2MnSO4 + K2S04 + 8 H20

Zlúčeniny železa (II) môžu tiež pôsobiť ako oxidačné činidlá:

FeO+ CO→ (teplota) Fe+ CO

KAPITOLA 3. ZLÚČENINY ŽELEZA (III).

Oxid železitý(III)

Oxid Fe 2 O 3 je najstabilnejšia prírodná zlúčenina železa obsahujúca kyslík. Je to amfotérny oxid, nerozpustný vo vode. Vzniká pri pražení pyritu FeS 2 (pozri 20.4 „Získanie SO 2“.

Chemické vlastnosti.

1) Rozpúšťa sa v kyselinách a vytvára železité soli:

Fe203 + 6HCl -> 2FeCl3 + 3H20

2) Pri fúzii s uhličitanom draselným vytvára ferit draselný:

Fe 2 O 3 + K 2 CO 3 → (teplota) 2 KFeO 2 + CO 2

3) Pôsobením redukčných činidiel pôsobí ako oxidačné činidlo:

Fe203 + 3H2 → (teplota) 2Fe+ 3H20

hydroxid železitý (III)

Hydroxid železitý Fe(OH) 3 je červenohnedá látka, nerozpustná vo vode.

Potvrdenie.

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Fe(OH) 3 ↓ + 3Na2S04

Chemické vlastnosti.

Hydroxid Fe(OH)3 je slabšia zásada ako hydroxid železitý a má slabú amfoteritu.

1) Rozpúšťa sa v slabých kyselinách:

2Fe(OH)3 + 3H2S04 → Fe2(S04)3 + 6H20

2) Pri varení v 50% roztoku NaOH vzniká

Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3

Soli železa (III).

Vo vodnom roztoku podlieha silnej hydrolýze:

Fe 3+ + H20 ↔ Fe(OH) 2+ + H +

Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O ↔ Fe(OH)SO 4 + H2S04

Keď sú vystavené silným redukčným činidlám vo vodnom roztoku, prejavujú sa oxidačné vlastnosti, ktorý sa mení na soli železa (II):

2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Fe 2 (SO 4) 3 + Fe → 3 Fe

KAPITOLA4. KVALITATÍVNE REAKCIE.

Kvalitatívne reakcie na ióny Fe 2+ a Fe 3+.

1. Činidlom pre ión Fe 2+ je hexakyanoželezitan draselný (III) (červená krvná soľ), ktorý spolu s ním dáva intenzívne modrú zrazeninu zmesovej soli - hexakyanoželezitanu draselného (III) resp. Turnbull modrý:

FeCl2 + K3 → KFe2+ ↓ + 2KCl

1. Činidlom pre ión Fe 3+ je tiokyanátový ión (rodanidový ión) CNS -, ktorého interakciou so soľami železa (III) vzniká krvavo červená látka - tiokyanát železitý:

FeCl3 + 3KCNS → Fe(CNS)3 + 3KCl

3)Ióny Fe 3+ možno detegovať aj pomocou hexakyanoželezitanu draselného (II) (žltá krvná soľ). V tomto prípade vzniká vo vode nerozpustná látka intenzívnej modrej farby - hexakyanoželeznatan draselný (III) resp. Pruská modrá:

FeCl3 + K4 → KFe3+ ↓ + 3KCl

KAPITOLA 5. LEKÁRSKY A BIOLOGICKÝ VÝZNAM ŽELEZA.

Úloha železa v tele.

Železo podieľa sa na tvorbe hemoglobínu v krvi, na syntéze hormónov štítnej žľazy a na ochrane tela pred baktériami. Je nevyhnutný pre tvorbu imunitných ochranných buniek a je potrebný pre „prácu“ vitamínov B.

Železo je súčasťou viac ako 70 rôznych enzýmov vrátane dýchacích, ktoré zabezpečujú dýchacie procesy v bunkách a tkanivách a podieľajú sa na neutralizácii cudzorodých látok vstupujúcich do ľudského tela.

Hematopoéza. Hemoglobín.

Výmena plynov v pľúcach a tkanivách.

Anémia z nedostatku železa.

Nedostatok železa v tele vedie k chorobám, ako je anémia a anémia.

Anémia z nedostatku železa (IDA) je hematologický syndróm charakterizovaný poruchou syntézy hemoglobínu v dôsledku nedostatku železa a prejavuje sa anémiou a sideropéniou. Hlavnými príčinami IDA sú strata krvi a nedostatok jedla a nápojov bohatých na hem.

Pacient môže pociťovať únavu, dýchavičnosť a búšenie srdca, najmä po fyzickej aktivite, často závraty a bolesti hlavy, hluk v ušiach, dokonca sú možné mdloby. Človek sa stáva podráždeným, spánok je narušený, koncentrácia klesá. Vzhľadom na to, že prietok krvi do pokožky je znížený, môže sa vyvinúť zvýšená citlivosť na chlad. Symptómy vznikajú aj z gastrointestinálneho traktu - prudký pokles chuti do jedla, dyspeptické poruchy (nevoľnosť, zmeny v povahe a frekvencii stolice).

Železo je neoddeliteľnou súčasťou životne dôležitých biologických komplexov, akými sú hemoglobín (transport kyslíka a oxidu uhličitého), myoglobín (ukladanie kyslíka vo svaloch), cytochrómy (enzýmy). Telo dospelého človeka obsahuje 4-5 g železa.

ZOZNAM POUŽITÝCH REFERENCIÍ:

1. K.N. Zelenin, V.P. Sergutin, O.V. Malt "Zvládli sme skúšku z chémie perfektne." Elbl-SPb LLC, 2001.
2. K.A. Makarov „Lekárska chémia“. Vydavateľstvo St. Petersburg State Medical University of St. Petersburg, 1996.
3. N.L. Glinka "Všeobecná chémia". Leningradská "chémia", 1985.
4. V.N. Doronkin, A.G. Berezhnaya, T.V. Sazhneva, V.A. Februáreva „Chémia. Tematické testy na prípravu na Jednotnú štátnu skúšku.“ Vydavateľstvo "Legion", Rostov na Done, 2012.

Prvé výrobky zo železa a jeho zliatin sa našli pri vykopávkach a pochádzajú približne zo 4. tisícročia pred Kristom. To znamená, že aj starí Egypťania a Sumeri používali meteoritové ložiská tejto látky na výrobu šperkov a domácich potrieb, ako aj zbraní.

Dnes sú najbežnejšie a najpoužívanejšie zlúčeniny železa rôzneho druhu, ako aj čistý kov. Nie nadarmo sa 20. storočie považovalo za železo. Koniec koncov, pred príchodom a rozšíreným používaním plastov a príbuzných materiálov mala práve táto zlúčenina pre človeka rozhodujúci význam. Čo je tento prvok a aké látky tvorí, zvážime v tomto článku.

Chemický prvok železo

Ak vezmeme do úvahy štruktúru atómu, potom by sme mali najprv uviesť jeho umiestnenie v periodickej tabuľke.

1. Sériové číslo - 26.
2. Obdobie je štvrté hlavné.
3. Skupina osem, sekundárna podskupina.
4. Atómová hmotnosť - 55,847.
5. Štruktúra vonkajšieho elektrónového obalu je označená vzorcom 3d 6 4s 2.
6. - Fe.
7. Názov je železo, čítanie vo vzorci je „ferrum“.
8. V prírode existujú štyri stabilné izotopy príslušného prvku s hmotnostnými číslami 54, 56, 57, 58.

Chemický prvok železo má tiež asi 20 rôznych izotopov, ktoré nie sú stabilné. Možné oxidačné stavy, ktoré môže daný atóm vykazovať:

Dôležitý je nielen samotný prvok, ale aj jeho rôzne zlúčeniny a zliatiny.

Fyzikálne vlastnosti

Ako jednoduchá látka má železo výrazný metalizmus. To znamená, že ide o strieborno-biely kov so sivým odtieňom, ktorý má vysoký stupeň kujnosti a ťažnosti a vysokú teplotu topenia a varu. Ak sa pozrieme na charakteristiky podrobnejšie, potom:

• teplota topenia - 1539 °C;
• bod varu - 2862 0 C;
• aktivita - priemerná;
• žiaruvzdornosť - vysoká;
• vykazuje výrazné magnetické vlastnosti.

V závislosti od podmienok a rôznych teplôt existuje niekoľko modifikácií, ktoré železo tvorí. Ich fyzikálne vlastnosti sa líšia, pretože kryštálové mriežky sa líšia.

Všetky modifikácie majú rôzne typy kryštálových mriežok a líšia sa aj magnetickými vlastnosťami.

Chemické vlastnosti

Ako bolo uvedené vyššie, jednoduchá látka železo vykazuje priemernú chemickú aktivitu. V jemne rozptýlenom stave sa však na vzduchu môže samovoľne vznietiť a v čistom kyslíku horí aj samotný kov.

Schopnosť korózie je vysoká, preto sú zliatiny tejto látky potiahnuté legovacími zlúčeninami. Železo môže interagovať s:

• kyseliny;
• kyslík (vrátane vzduchu);
• šedá;
• halogény;
• pri zahrievaní - s dusíkom, fosforom, uhlíkom a kremíkom;
• so soľami menej aktívnych kovov, ich redukciou na jednoduché látky;
• s horúcou vodnou parou;
• so soľami železa v oxidačnom stave +3.

Je zrejmé, že pri takejto aktivite je kov schopný tvoriť rôzne zlúčeniny, rôznorodé a polárne vo vlastnostiach. Toto sa stane. Železo a jeho zlúčeniny sú mimoriadne rozmanité a používajú sa v širokej škále oblastí vedy, techniky a ľudskej priemyselnej činnosti.

Distribúcia v prírode

Prírodné zlúčeniny železa sa vyskytujú pomerne často, pretože je to po hliníku druhý najrozšírenejší prvok na našej planéte. Zároveň sa kov nachádza extrémne zriedkavo vo svojej čistej forme, ako súčasť meteoritov, čo naznačuje jeho veľké nahromadenie vo vesmíre. Väčšina je obsiahnutá v rudách, horninách a mineráloch.

Ak hovoríme o percentách daného prvku v prírode, môžeme uviesť nasledujúce čísla.

1. Jadrá terestrických planét - 90%.
2. V zemskej kôre - 5%.
3. V zemskom plášti - 12%.
4. V zemskom jadre - 86%.
5. V riečnej vode - 2 mg/l.
6. V mori a oceáne - 0,02 mg/l.

Najbežnejšie zlúčeniny železa tvoria tieto minerály:

• magnetit;
• limonit alebo hnedá železná ruda;
• vivianit;
• pyrhotit;
• pyrit;
• siderit;
• markazit;
• lellingitídu;
• mispickel;
• mylanterit a ďalšie.

To je ešte dlhý zoznam, pretože ich je naozaj veľa. Okrem toho sú rozšírené rôzne zliatiny, ktoré vytvára človek. Sú to tiež zlúčeniny železa, bez ktorých je ťažké si predstaviť život moderného človeka. Patria sem dva hlavné typy:

• liatina;
• stať sa.

Železo je tiež cennou prísadou v mnohých zliatinách niklu.

Zlúčeniny železa (II).

Patria sem tie, v ktorých je oxidačný stav formujúceho prvku +2. Je ich pomerne veľa, pretože zahŕňajú:

• oxid;
• hydroxid;
• binárne zlúčeniny;
• komplexné soli;
• komplexné zlúčeniny.

Vzorce chemických zlúčenín, v ktorých železo vykazuje uvedený oxidačný stav, sú individuálne pre každú triedu. Pozrime sa na najdôležitejšie a bežné z nich.

1. Oxid železitý.Čierny prášok, nerozpustný vo vode. Povaha spojenia je základná. Dokáže rýchlo oxidovať, ale rovnako ľahko sa dá zredukovať na jednoduchú látku. Rozpúšťa sa v kyselinách a vytvára zodpovedajúce soli. Vzorec - FeO.
2. Hydroxid železitý. Je to biela amorfná zrazenina. Vzniká reakciou solí so zásadami (zásadami). Vykazuje slabé zásadité vlastnosti a je schopný rýchlo oxidovať na vzduchu na zlúčeniny železa +3. Vzorec - Fe(OH) 2.
3. Soli prvku v špecifikovanom oxidačnom stave. Spravidla majú svetlozelenú farbu roztoku, dobre oxidujú aj na vzduchu, získavajú a menia sa na soli železa 3. Vo vode sa rozpúšťajú. Príklady zlúčenín: FeCL 2, FeSO 4, Fe(NO 3) 2.

   

   Medzi určenými látkami má praktický význam niekoľko zlúčenín. Po prvé, (II). Toto je hlavný dodávateľ iónov do tela človeka s anémiou. Keď je u pacienta diagnostikovaná takáto choroba, sú mu predpísané komplexné lieky založené na príslušnej zlúčenine. Takto sa dopĺňa nedostatok železa v tele.

   Po druhé, to znamená, že síran železnatý spolu s meďou sa používa na ničenie poľnohospodárskych škodcov na plodinách. Metóda dokazuje svoju účinnosť už desiatky rokov, preto je záhradkármi a záhradkármi vysoko cenená.

   Morova soľ

   Ide o zlúčeninu, ktorá je kryštalickým hydrátom síranu železnato-amónneho. Jeho vzorec je napísaný ako FeSO 4 * (NH 4) 2 SO 4 * 6H 2 O. Jedna zo zlúčenín železa (II), ktorá sa v praxi široko používa. Hlavné oblasti ľudského použitia sú nasledovné.

   1. Farmaceutické prípravky.
   2. Vedecký výskum a laboratórne titrimetrické analýzy (na stanovenie obsahu chrómu, manganistanu draselného, ​​vanádu).
   3. Liek - ako doplnok stravy pri nedostatku železa v tele pacienta.
   4. Na impregnáciu drevených výrobkov, keďže Mohrova soľ chráni pred hnilobnými procesmi.

   Existujú aj ďalšie oblasti, v ktorých sa táto látka používa. Svoje meno dostal na počesť nemeckého chemika, ktorý ako prvý objavil prejavené vlastnosti.

   Látky s oxidačným stupňom železa (III)

   Vlastnosti zlúčenín železa, v ktorých vykazuje oxidačný stav +3, sa trochu líšia od vlastností diskutovaných vyššie. Povaha zodpovedajúceho oxidu a hydroxidu teda už nie je zásaditá, ale vyslovene amfotérna. Uveďme popis hlavných látok.

   
   

   Z uvedených príkladov je z praktického hľadiska dôležitý kryštalický hydrát, ako je FeCL3*6H20 alebo hexahydrát chlorid železitý. V medicíne sa používa na zastavenie krvácania a doplnenie iónov železa v tele pri chudokrvnosti.

   Deväťhydrát síranu železitého sa používa na čistenie pitnej vody, pretože sa správa ako koagulant.

   Zlúčeniny železa (VI).

   Vzorce chemických zlúčenín železa, kde vykazuje špeciálny oxidačný stav +6, možno zapísať takto:

   • K2Fe04;
   • Na2Fe04;
   • MgFeO 4 a ďalšie.

   Všetky majú spoločný názov - feráty - a majú podobné vlastnosti (silné redukčné činidlá). Sú tiež schopné dezinfikovať a majú baktericídny účinok. To umožňuje ich použitie na úpravu pitnej vody v priemyselnom meradle.

   Komplexné spojenia

   Špeciálne látky sú veľmi dôležité v analytickej chémii aj mimo nej. Tie, ktoré vznikajú vo vodných roztokoch solí. Ide o komplexné zlúčeniny železa. Najpopulárnejšie a dobre preštudované z nich sú nasledujúce.

   1. Hexakyanoželezitan draselný (II) K4.Ďalším názvom zlúčeniny je žltá krvná soľ. Používa sa na kvalitatívne stanovenie iónu železa Fe 3+ v roztoku. V dôsledku expozície získa roztok krásnu jasne modrú farbu, pretože sa vytvorí ďalší komplex - Pruská modrá KFe 3+. Od staroveku sa používal ako
   2. Hexakyanoželezitan draselný (III) K3.Ďalším názvom je červená krvná soľ. Používa sa ako vysokokvalitné činidlo na stanovenie iónu železa Fe 2+. V dôsledku toho sa vytvorí modrá zrazenina, ktorá sa nazýva Turnboole blue. Používa sa aj ako farbivo na tkaniny.

   

   Železo v organickej hmote

   Železo a jeho zlúčeniny, ako sme už videli, majú veľký praktický význam v hospodárskom živote človeka. Okrem toho je však jeho biologická úloha v tele nemenej veľká, dokonca aj naopak.

   Existuje jeden veľmi dôležitý proteín, ktorý obsahuje tento prvok. Toto je hemoglobín. Vďaka tomu sa prenáša kyslík a dochádza k rovnomernej a včasnej výmene plynu. Preto je úloha železa v životne dôležitom procese - dýchaní - jednoducho obrovská.

   

   Celkovo obsahuje ľudské telo asi 4 gramy železa, ktoré je potrebné neustále dopĺňať prostredníctvom konzumovanej potravy.

Čisté železo sa získava rôznymi spôsobmi. Najdôležitejšou metódou je tepelný rozklad pentakarbonylu železa (pozri § 193) a elektrolýza vodných roztokov jeho solí.

Vo vlhkom vzduchu železo rýchlo hrdzavie, to znamená, že sa pokryje hnedým povlakom hydratovaného oxidu železa, ktorý vďaka svojej drobivosti nechráni železo pred ďalšou oxidáciou. Vo vode železo intenzívne koroduje; s bohatým prístupom kyslíka vznikajú hydrátové formy oxidu železitého:

Pri nedostatku kyslíka alebo pri sťaženom prístupe k nemu vzniká zmesný oxid Fe 3 O 4 (FeO Fe 2 O 3):

Železo sa rozpúšťa v kyseline chlorovodíkovej akejkoľvek koncentrácie:

Rozpúšťanie v zriedenej kyseline sírovej prebieha podobne:

V koncentrovaných roztokoch kyseliny sírovej sa železo oxiduje na železo (III):

V kyseline sírovej, ktorej koncentrácia sa blíži k 100 %, sa však železo stáva pasívnym a prakticky nedochádza k žiadnej interakcii.

Železo sa rozpúšťa v zriedených a stredne koncentrovaných roztokoch kyseliny dusičnej:

Pri vysokých koncentráciách HNO 3 sa rozpúšťanie spomaľuje a železo sa stáva pasívnym.

Železo je charakterizované dvoma sériami zlúčenín: zlúčeninami železa (II) a zlúčeninami železa (III). Prvý zodpovedá oxidu železitého alebo oxidu železnatého FeO, druhý oxidu železitému alebo oxidu železa Fe203.

Okrem toho sú známe soli kyseliny železa H 2 FeO 4, v ktorých je oxidačný stav železa +6.

Soli železa (II) sa tvoria, keď sa železo rozpustí v zriedených kyselinách iných ako kyselina dusičná. Najdôležitejší z nich je síran železnatý alebo síran železnatý, FeSO 4 · 7H 2 O, ktorý tvorí svetlozelené kryštály, ktoré sú vysoko rozpustné vo vode. Na vzduchu síran železnatý postupne eroduje a súčasne oxiduje z povrchu, pričom sa mení na žltohnedú zásaditú trojželezitú soľ.

Síran železnatý sa pripravuje rozpustením oceľového odpadu v 20-30% kyseline sírovej:

Síran železitý sa používa na ničenie škodcov rastlín, pri výrobe atramentov a minerálnych farieb a pri farbení textílií.

Pri zahrievaní síranu železnatého sa uvoľňuje voda a získa sa biela hmota bezvodej soli FeSO4. Pri teplotách nad 480 °C sa bezvodá soľ rozkladá a uvoľňuje oxid siričitý a oxid sírový; druhá vo vlhkom vzduchu tvorí ťažké biele výpary kyseliny sírovej:

Keď roztok železitej soli reaguje s alkáliou, vyzráža sa biela zrazenina hydroxidu železitého Fe(OH) 2, ktorá na vzduchu v dôsledku oxidácie rýchlo nadobúda zelenkastú a potom hnedú farbu a mení sa na železo. (III) hydroxid.

Bezvodý oxid železitý FeO možno získať vo forme čierneho, ľahko oxidovateľného prášku redukciou oxidu železitého oxidom uhličitým pri 500 °C:

Uhličitany alkalických kovov vyzrážajú biely uhličitan železitý FeCO 3 z roztokov solí železa (II). Pri vystavení vode obsahujúcej CO2 sa uhličitan železitý, podobne ako uhličitan vápenatý, čiastočne premení na rozpustnejšiu kyslú soľ Fe(HCO3)2. Železo sa vo forme tejto soli nachádza v prírodných železitých vodách.

Soli železa (II) možno ľahko premeniť na soli železa (III) pôsobením rôznych oxidačných činidiel - kyseliny dusičnej, manganistanu draselného, ​​chlóru, napríklad:

Soli železa (II) sa kvôli svojej schopnosti ľahko oxidovať často používajú ako redukčné činidlá.

Chlorid železitý FeCl 3 je tmavohnedý kryštál so zelenkastým odtieňom. Táto látka je vysoko hygroskopická; absorbuje vlhkosť zo vzduchu a mení sa na kryštalické hydráty obsahujúce rôzne množstvá vody a šíriace sa vo vzduchu. V tomto stave má chlorid železitý hnedo-oranžovú farbu. V zriedenom roztoku sa FeCl 3 hydrolyzuje na zásadité soli. V pare má chlorid železitý podobnú štruktúru ako chlorid hlinitý (str. 615) a zodpovedá vzorcu Fe2Cl6; nápadná disociácia Fe 2 Cl 6 na molekuly FeCl 3 začína pri teplotách okolo 500 °C.

Chlorid železitý sa používa ako koagulant pri čistení vody, ako katalyzátor pri syntéze organických látok a v textilnom priemysle.

Síran železitý Fe 2 (SO 4) 3 - veľmi hygroskopické, biele kryštály, ktoré difundujú vo vzduchu. Vytvára kryštalický hydrát Fe 2 (SO 4) 3 · 9H 2 O (žlté kryštály). Vo vodných roztokoch je síran železitý vysoko hydrolyzovaný. So síranmi alkalických kovov a amónnych tvorí podvojné soli - kamenec, napríklad železito-amónny kamenec (NH 4) Fe (SO 4) 2 · 12H 2 O - svetlofialové kryštály, ktoré sú vysoko rozpustné vo vode. Pri zahrievaní nad 500 °C sa síran železitý rozkladá podľa rovnice:

Síran železitý sa používa, podobne ako FeCl3, ako koagulant pri čistení vody, ako aj na leptanie kovov. Roztok Fe2(S04)3 je schopný rozpúšťať Cu2S a CuS za vzniku síranu meďnatého, ktorý sa používa pri hydrometalurgickej výrobe medi.

Pri pôsobení alkálií na roztoky železitých solí sa vyzráža červenohnedý hydroxid železitý Fe(OH) 3, nerozpustný v nadbytku alkálií.

Hydroxid železitý je slabšia zásada ako hydroxid železitý, čo sa prejavuje tým, že železité soli sú silne hydrolyzované a so slabými kyselinami (napríklad uhličitá, sírovodík) Fe(OH) 3; soli sa netvoria. Hydrolýza vysvetľuje aj farbu roztokov trojželezitých solí: napriek tomu, že Fe 3+ je takmer bezfarebné, roztoky, ktoré ho obsahujú, sú sfarbené do žltohneda, čo sa vysvetľuje prítomnosťou hydroxoiónov železa alebo Fe(OH). ) 3 molekuly, ktoré vznikajú hydrolýzou:

Pri zahriatí farba stmavne a po pridaní kyselín sa zosvetlí v dôsledku potlačenia hydrolýzy.

Pri kalcinácii sa hydroxid železitý, ktorý stráca vodu, mení na oxid železitý alebo oxid železitý Fe203. Oxid železitý sa prirodzene vyskytuje vo forme červenej železnej rudy a používa sa ako hnedá farba - červené olovo alebo múmia.

Charakteristickou reakciou, ktorá odlišuje železité (III) soli od železnatých (II) solí, je účinok tiokyanátu draselného KSCN alebo tiokyanátu amónneho NH 4 SCN na soli železa. Roztok tiokyanátu draselného obsahuje bezfarebné ióny SCN -, ktoré sa spájajú s iónmi Fe(III) a vytvárajú krvavočervený, slabo disociovaný tiokyanát železitý Fe(SCN) 3 . Pri interakcii s tiokyanátmi železa (II) zostáva roztok bezfarebný.

Zlúčeniny kyanidu železa. Keď sa roztoky solí železa (II) vystavia pôsobeniu rozpustných kyanidov, napríklad kyanidu draselného, ​​získa sa biela zrazenina kyanidu železnatého:

V nadbytku kyanidu draselného sa zrazenina rozpúšťa v dôsledku tvorby komplexnej soli K4 hexakyanoželezitanu draselného (II)

Hexakyanoželezitan draselný (II) K 4 · 3H 2 O kryštalizuje vo forme veľkých svetložltých hranolov. Táto soľ sa tiež nazýva žltá krvná soľ. Po rozpustení vo vode sa soľ disociuje na draselné ióny a extrémne stabilné komplexné 4- ióny. V praxi takýto roztok vôbec neobsahuje ióny Fe2+ a nedáva reakcie charakteristické pre železo(II).

Hexakyanoželezitan draselný (II) slúži ako citlivé činidlo pre ióny železa (III), pretože 4- ióny v interakcii s iónmi Fe 3+ tvoria vo vode nerozpustnú soľ hexakyanoželezitanu železitého (III) Fe 4 3 charakteristického modrá farba; Táto soľ sa nazýva pruská modrá:

Ako farba sa používa pruská modrá.

Keď chlór alebo bróm pôsobí na roztok žltej krvnej soli, jeho anión sa oxiduje a mení sa na 3-

K3 soľ zodpovedajúca tomuto aniónu sa nazýva hexakyanoželezitan draselný (III) alebo červená krvná soľ. Vytvára červené bezvodé kryštály.

Ak aplikujete hexakyanoželezitan draselný (III) do roztoku železitej soli, získate zrazeninu hexakyanoželezitanu (III), železa (I) (turnboole blue), ktorý vyzerá veľmi podobne ako pruská modrá, ale má iné zloženie :

So soľami železa (III) tvorí K 3 zelenohnedý roztok.

Vo väčšine ostatných komplexných zlúčenín, ako sú uvažované kyanoželezitany, je koordinačné číslo železa(II) a železa(III) šesť.

Ferity. Pri tavení oxidu železitého s uhličitanom sodným alebo draselným vznikajú ferity - soli železitej kyseliny HFeO 2 nezískané vo voľnom stave, napríklad ferit sodný NaFeO 2:

Po rozpustení zliatiny vo vode sa získa červenofialový roztok, z ktorého sa môže pôsobením chloridu bárnatého vyzrážať vo vode nerozpustný železitan bárnatý BaFeO 4.

Všetky feráty sú veľmi silné oxidačné činidlá (silnejšie ako manganistan). Kyselina železitá H 2 FeO 4 zodpovedajúca ferátom a jej anhydrid FeO 3 vo voľnom stave sa nezískali.

Karbonyly železa. Železo tvorí s oxidom uhoľnatým prchavé zlúčeniny nazývané karbonyly železa. Železitý pentakarbonyl Fe(CO) 5 je svetložltá kvapalina s teplotou varu 105 °C, nerozpustná vo vode, ale rozpustná v mnohých organických rozpúšťadlách. Fe(CO)5 sa získava prechodom CO cez železný prášok pri 150-200 °C a tlaku 10 MPa. Nečistoty obsiahnuté v železe nereagujú s CO, výsledkom čoho je veľmi čistý produkt. Pri zahrievaní vo vákuu sa pentakarbonyl železa rozkladá na železo a CO; z toho sa získava práškové železo vysokej čistoty – karbonylové železo (pozri § 193).

Povaha chemických väzieb v molekule Fe(CO)5 je diskutovaná na strane 430.

Známe ľuďom už od staroveku: staroveké domáce potreby vyrobené z tohto materiálu vedci pripisujú 4. tisícročiu pred Kristom.

Bez železa je nemožné si predstaviť ľudský život. Predpokladá sa, že železo sa používa na priemyselné účely častejšie ako iné kovy. Z nej sú vyrobené najdôležitejšie štruktúry. Železo sa v malom množstve nachádza aj v krvi. Je to obsah dvadsiateho šiesteho prvku, ktorý farbí krv na červeno.

Fyzikálne vlastnosti železa

Železo horí v kyslíku a vytvára oxid:

3Fe + 2O₂ = Fe304.

Pri zahrievaní môže železo reagovať s nekovmi:

Tiež pri teplote 700-900 °C reaguje s vodnou parou:

3Fe + 4H20 = Fe304 + 4H2.

Zlúčeniny železa

Ako je známe, oxidy železa majú ióny s dvoma oxidačnými stavmi: +2 a + 3. Vedieť to je mimoriadne dôležité, pretože pre rôzne prvky sa uskutočnia úplne odlišné kvalitatívne reakcie.

Kvalitatívne reakcie na železo

Je potrebná kvalitatívna reakcia, aby bolo možné ľahko určiť prítomnosť iónov jednej látky v roztokoch alebo nečistôt inej látky. Uvažujme o kvalitatívnych reakciách dvojmocného a trojmocného železa.

Kvalitatívne reakcie na železo (III)

Obsah železitých iónov v roztoku možno určiť pomocou alkálií. Ak je výsledok pozitívny, vzniká zásada – hydroxid železitý Fe(OH)₃.

Výsledná látka je nerozpustná vo vode a má hnedú farbu. Je to hnedá zrazenina, ktorá môže naznačovať prítomnosť železitých iónov v roztoku:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)333+ 3NaCl.

Fe(III) ióny môžu byť tiež stanovené pomocou K3.

Roztok chloridu železitého sa zmieša so žltkastým roztokom krvnej soli. V dôsledku toho môžete vidieť krásnu modrastú zrazeninu, ktorá bude naznačovať, že v roztoku sú prítomné železité ióny. Nájdete tu veľkolepé experimenty na štúdium vlastností železa.

Kvalitatívne reakcie na železo (II)

Ióny Fe2⁺ reagujú s červenou krvnou soľou K4. Ak sa po pridaní soli vytvorí modrastá zrazenina, potom sú tieto ióny prítomné v roztoku.

Železo bolo známe už v praveku, no široké uplatnenie našlo až oveľa neskôr, keďže vo voľnom stave je v prírode mimoriadne vzácne a jeho výroba z rúd bola možná len na určitej úrovni technologického rozvoja. Pravdepodobne po prvýkrát sa človek zoznámil s meteoritom Iron, o čom svedčia jeho názvy v jazykoch starovekých národov: staroegyptské „beni-pet“ znamená „nebeské železo“; Starogrécke sideros sa spája s latinským sidus (rod sideris) – hviezda, nebeské teleso. V chetitských textoch zo 14. storočia pred n. e. Železo sa spomína ako kov, ktorý spadol z neba. V románskych jazykoch sa zachoval koreň mena, ktoré dali Rimania (napríklad francúzsky fer, taliansky ferro).

Spôsob získavania železa z rúd bol vynájdený v západnej Ázii v 2. tisícročí pred Kristom. e.; potom sa používanie železa rozšírilo do Babylonu, Egypta a Grécka; Dobu bronzovú vystriedala doba železná. Homér (v 23. speve Iliady) hovorí, že Achilles udelil víťazovi disk vyrobený zo železa v súťaži v hode diskom. V Európe a starovekej Rusi sa po mnoho storočí železo získavalo procesom výroby syra. Železná ruda sa redukovala dreveným uhlím v vyhni postavenej v jame; Do vyhne sa vháňal vzduch s mechom, redukčný produkt, krica, sa oddeľoval od trosky údermi kladiva a kovali sa z neho rôzne produkty. Keď sa zlepšili spôsoby fúkania a zvýšila sa výška ohniska, teplota procesu sa zvýšila a časť železa bola nauhličená, to znamená, že sa získala liatina; tento relatívne krehký produkt bol považovaný za výrobný odpad. Odtiaľ pochádza názov liatiny „surové železo“, „surové železo“ - anglicky. surové železo. Neskôr sa zistilo, že pri nakladaní liatiny namiesto železnej rudy do vyhne sa získala aj železná kôra s nízkym obsahom uhlíka a takýto dvojstupňový proces sa ukázal byť výnosnejší ako proces fúkania syra. V 12. a 13. storočí už bola rozšírená metóda kričania.

V 14. storočí sa liatina začala taviť nielen ako polotovar na ďalšie spracovanie, ale aj ako materiál na odlievanie rôznych výrobkov. Do rovnakej doby pochádza aj prestavba ohniska na šachtovú pec („domnitsa“) a následne na vysokú pec. V polovici 18. storočia sa v Európe začal používať téglikový proces na výrobu ocele, ktorý bol v ranom stredoveku známy v Sýrii, no neskôr sa naň zabudlo. Touto metódou sa oceľ vyrábala tavením kovovej vsádzky v malých nádobách (téglikoch) z vysoko žiaruvzdornej hmoty. V poslednej štvrtine 18. storočia sa začal rozvíjať pudlovací proces premeny liatiny na železo na ohnisku ohnivej dozvukovej pece. Priemyselná revolúcia 18. a začiatku 19. storočia, vynález parného stroja, výstavba železníc, veľkých mostov a parného loďstva vyvolali obrovskú potrebu železa a jeho zliatin. Všetky existujúce spôsoby výroby železa však nemohli uspokojiť potreby trhu. Hromadná výroba ocele sa začala až v polovici 19. storočia, keď boli vyvinuté procesy Bessemer, Thomas a proces s otvoreným ohniskom. V 20. storočí sa objavil a rozšíril proces výroby elektrickej ocele, ktorý vyrábal vysokokvalitnú oceľ.

Distribúcia železa v prírode. Z hľadiska obsahu v litosfére (4,65 % hmotnosti) je železo na druhom mieste medzi kovmi (hliník na prvom mieste). Prudko migruje v zemskej kôre, pričom tvorí asi 300 minerálov (oxidy, sulfidy, kremičitany, uhličitany, titaničitany, fosforečnany atď.). Železo sa aktívne podieľa na magmatických, hydrotermálnych a supergénnych procesoch, ktoré sú spojené s tvorbou rôznych druhov ložísk železa. Železo je kov zemských hlbín, hromadí sa v raných štádiách kryštalizácie magmy, v ultrabázických (9,85 %) a bázických (8,56 %) horninách (v granitoch je to len 2,7 %). V biosfére sa železo hromadí v mnohých morských a kontinentálnych sedimentoch a vytvára sedimentárne rudy.

Dôležitú úlohu v geochémii železa zohrávajú redoxné reakcie - prechod 2-mocného železa na 3-mocné železo a naopak. V biosfére sa v prítomnosti organických látok Fe 3+ redukuje na Fe 2+ a ľahko migruje, a keď sa stretne so vzdušným kyslíkom, Fe 2+ sa oxiduje, pričom vznikajú nahromadenia hydroxidov železitého železa. Rozšírené zlúčeniny železného železa sú červené, žlté a hnedé. To určuje farbu mnohých sedimentárnych hornín a ich názov - „červená formácia“ (červené a hnedé hliny a íly, žlté piesky atď.).

Fyzikálne vlastnosti železa. Dôležitosť železa v modernej technológii je daná nielen jeho širokým rozšírením v prírode, ale aj kombináciou veľmi cenných vlastností. Je plastový, ľahko kovateľný za studena aj za tepla a možno ho valcovať, raziť a ťahať. Schopnosť rozpúšťať uhlík a ďalšie prvky slúži ako základ pre výrobu rôznych zliatin železa.

Železo môže existovať vo forme dvoch kryštálových mriežok: α- a γ- kubická centrovaná na telo (bcc) a kubická centrovaná tvárou (fcc). Pod 910 °C je a-Fe s bcc mriežkou stabilné (a = 2,86645 Á pri 20 °C). Medzi 910 °C a 1400 °C je γ modifikácia s fcc mriežkou stabilná (a = 3,64 Á). Nad 1400 °C sa opäť vytvorí bcc mriežka δ-Fe (a = 2,94 Á), stabilná až do teploty topenia (1539 °C). α-Fe je feromagnetické až do 769 °C (Curieov bod). γ-Fe a δ-Fe modifikácie sú paramagnetické.

Polymorfné premeny železa a ocele pri zahrievaní a ochladzovaní objavil v roku 1868 D.K. Uhlík tvorí intersticiálne tuhé roztoky so železom, v ktorých sú atómy C s malým atómovým polomerom (0,77 Á) umiestnené v medzerách kryštálovej mriežky kovu pozostávajúcej z väčších atómov (atómový polomer Fe 1,26 Á). Pevný roztok uhlíka v γ-Fe sa nazýva austenit a v α-Fe - ferit. Nasýtený tuhý roztok uhlíka v y-Fe obsahuje 2,0 % hmotn. C pri 1130 °C; a-Fe sa rozpúšťa len pri 0,02-0,04 % C pri 723 °C a menej ako 0,01 % pri izbovej teplote. Preto pri kalení austenitu vzniká martenzit – presýtený tuhý roztok uhlíka v α-Fe, veľmi tvrdý a krehký. Kombinácia kalenia a popúšťania (zahrievanie na relatívne nízke teploty na zníženie vnútorných napätí) umožňuje oceli získať požadovanú kombináciu tvrdosti a ťažnosti.

Fyzikálne vlastnosti železa závisia od jeho čistoty. V priemyselných železných materiáloch je železo zvyčajne sprevádzané nečistotami uhlíka, dusíka, kyslíka, vodíka, síry a fosforu. Aj pri veľmi nízkych koncentráciách tieto nečistoty výrazne menia vlastnosti kovu. Síra teda spôsobuje takzvanú červenú lámavosť, fosfor (aj 10 -2 % P) - lámavosť za studena; uhlík a dusík znižujú ťažnosť a vodík zvyšuje krehkosť železa (tzv. vodíková krehkosť). Zníženie obsahu nečistôt na 10 -7 - 10 -9 % vedie k významným zmenám vlastností kovu, najmä k zvýšeniu ťažnosti.

Nasledujú fyzikálne vlastnosti železa, vzťahujúce sa predovšetkým na kov s celkovým obsahom nečistôt nižším ako 0,01 % hmotnosti:

Atómový polomer 1,26 Á

Iónové polomery Fe 2+ 0,80 Á, Fe 3+ 0,67 Á

Hustota (20 °C) 7,874 g/cm3

bod varu cca 3200°C

Teplotný koeficient lineárnej rozťažnosti (20°C) 11,7·10 -6

Tepelná vodivosť (25°C) 74,04 W/(m K)

Tepelná kapacita železa závisí od jeho štruktúry a mení sa komplexne s teplotou; priemerná merná tepelná kapacita (0-1000°C) 640,57 J/(kg K).

Elektrický odpor (20°C) 9,7 10 -8 ohm m

Teplotný koeficient elektrického odporu (0-100°C) 6,51·10 -3

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

Teplotný koeficient Youngovho modulu 4·10 -6

Modul pružnosti v šmyku 84,0 10 3 MN/m 2

Krátkodobá pevnosť v ťahu 170-210 MN/m2

Predĺženie 45-55%

Tvrdosť podľa Brinella 350-450 Mn/m2

Medza klzu 100 Mn/m2

Rázová húževnatosť 300 MN/m2

Chemické vlastnosti železa. Konfigurácia vonkajšieho elektrónového obalu atómu je 3d 6 4 s 2. Železo vykazuje premenlivú mocnosť (najstabilnejšie sú zlúčeniny 2- a 3-mocného železa). S kyslíkom železo tvorí oxid (II) FeO, oxid (III) Fe203 a oxid (II,III) Fe304 (zlúčenina FeO s Fe203 so spinelovou štruktúrou). Vo vlhkom vzduchu pri bežných teplotách sa železo pokryje uvoľnenou hrdzou (Fe 2 O 3 nH 2 O). Hrdza vďaka svojej pórovitosti nebráni prístupu kyslíku a vlhkosti ku kovu a preto ho nechráni pred ďalšou oxidáciou. Ročne sa strácajú milióny ton železa v dôsledku rôznych druhov korózie. Keď sa železo zahreje na suchom vzduchu nad 200 °C, pokryje sa tenkým oxidovým filmom, ktorý pri normálnych teplotách chráni kov pred koróziou; to je základ technického spôsobu ochrany Iron - blueing. Pri zahrievaní vo vodnej pare železo oxiduje za vzniku Fe 3 O 4 (pod 570 °C) alebo FeO (nad 570 °C) a uvoľňuje vodík.

Hydroxid Fe(OH)2 vzniká vo forme bielej zrazeniny pri pôsobení žieravých alkálií alebo amoniaku na vodné roztoky Fe2+ solí v atmosfére vodíka alebo dusíka. Pri kontakte so vzduchom Fe(OH) 2 najskôr zozelenie, potom sčernie a nakoniec rýchlo prejde na červenohnedý hydroxid Fe(OH) 3. Oxid FeO vykazuje základné vlastnosti. Oxid Fe 2 O 3 je amfotérny a má slabú kyslú funkciu; pri reakcii so zásaditejšími oxidmi (napríklad s MgO vytvára ferity - zlúčeniny ako Fe 2 O 3 nMeO, ktoré majú feromagnetické vlastnosti a sú široko používané v rádioelektronike. Kyslé vlastnosti sú vyjadrené aj v šesťmocnom železe, ktoré existuje v forma železitanov, napríklad K 2 FeO 4, soli kyseliny železa neuvoľňujúce sa vo voľnom stave.

Železo ľahko reaguje s halogénmi a halogenovodíkmi za vzniku solí, ako sú chloridy FeCl2 a FeCl3. Pri zahrievaní železa so sírou vznikajú sulfidy FeS a FeS 2. Karbidy železa - Fe 3 C (cementit) a Fe 2 C (e-karbid) - sa po ochladení vyzrážajú z tuhých roztokov uhlíka v železe. Fe3C sa tiež uvoľňuje z roztokov uhlíka v tekutom železe pri vysokých koncentráciách C. Dusík, podobne ako uhlík, poskytuje intersticiálne tuhé roztoky so železom; Uvoľňujú sa z nich nitridy Fe 4 N a Fe 2 N S vodíkom železo vytvára len nestabilné hydridy, ktorých zloženie nie je presne stanovené. Pri zahrievaní železo prudko reaguje s kremíkom a fosforom, pričom vytvára silicidy (napríklad Fe3Si a fosfidy (napríklad Fe3P).

Zlúčeniny železa s mnohými prvkami (O, S a iné), tvoriace kryštalickú štruktúru, majú premenlivé zloženie (napr. obsah síry v monosulfide sa môže meniť od 50 do 53,3 at. %). Je to spôsobené poruchami v kryštálovej štruktúre. Napríklad v oxide železitom (II) sú niektoré ióny Fe2+ na miestach mriežky nahradené iónmi Fe3+; na udržanie elektrickej neutrality zostávajú niektoré miesta mriežky, ktoré patrili iónom Fe2+, prázdne.

Normálny elektródový potenciál železa vo vodných roztokoch jeho solí pre reakciu Fe = Fe 2+ + 2e je -0,44 V a pre reakciu Fe = Fe 3+ + 3e je -0,036 V. V sérii aktivít je teda železo naľavo od vodíka. Ľahko sa rozpúšťa v zriedených kyselinách za uvoľňovania H 2 a tvorby iónov Fe 2+. Interakcia železa s kyselinou dusičnou je zvláštna. Koncentrovaná HNO 3 (hustota 1,45 g/cm 3) pasivuje železo vďaka vzhľadu ochranného oxidového filmu na jeho povrchu; zriedenejšia HNO 3 rozpúšťa železo za vzniku iónov Fe 2+ alebo Fe 3+, pričom sa redukuje na NH 3 alebo N 2 a N 2 O. Roztoky solí dvojmocného železa na vzduchu sú nestabilné - Fe 2+ postupne oxiduje na Fe 3+. Vodné roztoky solí železa majú v dôsledku hydrolýzy kyslú reakciu. Pridanie tiokyanátových iónov SCN- do roztokov solí Fe 3+ dáva jasne krvavočervenú farbu v dôsledku tvorby Fe(SCN) 3, čo umožňuje odhaliť prítomnosť 1 dielu Fe 3+ v približne 10 6 časti vody. Železo sa vyznačuje tvorbou komplexných zlúčenín.

Získanie železa.Čisté železo sa získava v relatívne malých množstvách elektrolýzou vodných roztokov jeho solí alebo redukciou jeho oxidov vodíkom. Postupne sa zvyšuje produkcia dostatočne čistého železa jeho priamou redukciou z rudných koncentrátov vodíkom, zemným plynom alebo uhlím pri relatívne nízkych teplotách.

Aplikácia železa.Železo je najdôležitejším kovom modernej technológie. Železo v čistej forme sa prakticky nepoužíva kvôli svojej nízkej pevnosti, hoci v každodennom živote sa výrobky z ocele alebo liatiny často nazývajú „železo“. Prevažná časť železa sa používa vo forme zliatin, ktoré sa veľmi líšia zložením a vlastnosťami. Zliatiny železa tvoria približne 95 % všetkých kovových výrobkov. Z rúd obohatených železom sa vo vysokých peciach tavia zliatiny bohaté na uhlík (nad 2 % hmotnosti) – liatiny. Z liatiny sa v otvorených a elektrických peciach a konvertoroch tavia ocele rôznych druhov (obsah uhlíka menej ako 2 % hm.) oxidáciou (vyhorením) prebytočného uhlíka, odstránením škodlivých nečistôt (hlavne S, P, O) a pridaním legujúcich prvkov. Vysokolegované ocele (s vysokým obsahom niklu, chrómu, volfrámu a iných prvkov) sa tavia v elektrických oblúkových a indukčných peciach. Na výrobu ocelí a zliatin železa pre mimoriadne kritické účely sa využívajú nové procesy - vákuum, elektrotroskové pretavovanie, plazmové tavenie a tavenie elektrónovým lúčom a iné. Vyvíjajú sa metódy na tavenie ocele v nepretržite pracujúcich jednotkách, ktoré zabezpečujú vysokú kvalitu kovu a automatizáciu procesu.

Na báze železa vznikajú materiály, ktoré odolávajú vysokým a nízkym teplotám, vákuu a vysokým tlakom, agresívnemu prostrediu, vysokým striedavým napätiam, jadrovému žiareniu atď. Výroba železa a jeho zliatin neustále rastie.

Železo ako umelecký materiál sa od staroveku používalo v Egypte, Mezopotámii a Indii. Od stredoveku sa v európskych krajinách (Anglicko, Francúzsko, Taliansko, Rusko a iné) zachovalo množstvo vysoko umeleckých výrobkov zo železa - kované ploty, dverové pánty, nástenné konzoly, korouhvičky, kovania na truhlice, svietidlá. Kované výrobky z prútov a výrobky z dierovaných železných plechov (často so sľudovým obložením) sa vyznačujú plochými tvarmi, jasnou lineárnou grafikou a sú efektívne viditeľné na svetlovzdušnom pozadí. V 20. storočí sa železo používalo na výrobu mreží, plotov, prelamovaných vnútorných priečok, svietnikov a pomníkov.

Železo v tele.Železo je prítomné v telách všetkých živočíchov a v rastlinách (v priemere asi 0,02 %); je potrebný hlavne pre metabolizmus kyslíka a oxidačné procesy. Existujú organizmy (tzv. koncentrátory) schopné ho akumulovať vo veľkom množstve (napríklad železité baktérie – až 17-20 % železa). Takmer všetko železo u zvierat a rastlín je viazané na bielkoviny. Nedostatok železa spôsobuje u rastlín spomalenie rastu a chlorózu spojenú so zníženou tvorbou chlorofylu. Nadbytok železa má tiež škodlivý vplyv na vývoj rastlín, spôsobuje napríklad sterilitu kvetov ryže a chlorózu. V alkalických pôdach sa tvoria zlúčeniny železa, ktoré sú neprístupné pre absorpciu koreňmi rastlín a rastliny ho nedostávajú v dostatočnom množstve; v kyslých pôdach sa železo v nadmernom množstve mení na rozpustné zlúčeniny. Keď je v pôde nedostatok alebo nadbytok asimilovateľných zlúčenín železa, na veľkých plochách možno pozorovať choroby rastlín.

Železo sa do tela zvierat a ľudí dostáva potravou (najbohatšími zdrojmi sú pečeň, mäso, vajcia, strukoviny, chlieb, obilniny, špenát, repa). Bežne človek prijíma v strave 60-110 mg železa, čo výrazne prevyšuje jeho dennú potrebu. K absorpcii železa prijatého z potravy dochádza v hornej časti tenkého čreva, odkiaľ sa dostáva vo forme viazanej na bielkoviny do krvi a spolu s krvou sa dostáva do rôznych orgánov a tkanív, kde sa ukladá vo forme železitej proteínový komplex - feritín. Hlavným depotom železa v tele je pečeň a slezina. Vďaka feritínu dochádza k syntéze všetkých zlúčenín tela obsahujúcich železo: respiračný pigment hemoglobín sa syntetizuje v kostnej dreni, myoglobín sa syntetizuje vo svaloch, cytochrómy a iné enzýmy obsahujúce železo sa syntetizujú v rôznych tkanivách. Železo sa z tela uvoľňuje najmä stenou hrubého čreva (u ľudí asi 6-10 mg denne) a v malej miere obličkami. Potreba železa v tele sa mení s vekom a fyzickou kondíciou. Na 1 kg hmotnosti deti potrebujú - 0,6, dospelí - 0,1 a tehotné ženy - 0,3 mg železa denne. U zvierat je potreba železa približne (na 1 kg sušiny potravy): pre dojnice - najmenej 50 mg, pre mladé zvieratá - 30-50 mg; pre prasiatka - do 200 mg, pre gravidné ošípané - 60 mg.