ŽELJEZO(lat. Ferrum), Fe, kemijski element VIII skupine periodni sustav elemenata, atomski broj 26, atomska masa 55,847. Podrijetlo latinskog i ruskog naziva elementa nije jasno utvrđeno. Prirodno željezo je mješavina četiri nuklida sa maseni brojevi 54 (sadržaj u prirodnoj smjesi 5,82% težinski), 56 (91,66%), 57 (2,19%) i 58 (0,33%). Konfiguracija dva vanjska elektronička sloja je 3s 2 p 6 d 6 4s 2. Tipično tvori spojeve u oksidacijskim stanjima +3 (valencija III) i +2 (valencija II). Poznati su i spojevi s atomima željeza u oksidacijskim stupnjevima +4, +6 i neki drugi.
U Mendeljejevljevom periodnom sustavu željezo je uvršteno u grupu VIIIB. U četvrtoj periodi, kojoj pripada i željezo, u ovu skupinu osim željeza spadaju i kobalt (Co) i nikal (Ni). Ova tri elementa čine trijadu i imaju slična svojstva.
Polumjer neutralnog atoma željeza je 0,126 nm, polumjer iona Fe 2+ 0,080 nm, a iona Fe 3+ 0,067 nm. Energije sekvencijalne ionizacije atoma željeza su 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 eV. Elektronski afinitet 0,58 eV. Prema Paulingovoj ljestvici, elektronegativnost željeza je oko 1,8.
Željezo visoke čistoće je sjajni srebrno-sivi, duktilni metal koji se dobro podnosi na razne načine mehanička obrada.
Tjelesni i Kemijska svojstva: na temperaturama od sobne temperature do 917°C, kao iu temperaturnom rasponu 1394-1535°C, postoji -Fe s kubičnom tijelocentriranom rešetkom, na sobnoj temperaturi parametar rešetke A= 0,286645 nm. Na temperaturama 917-1394°C, -Fe s kubičnom rešetkom T usmjerenom na lice je stabilan ( A= 0,36468 nm). Na temperaturama od sobne temperature do 769°C (tzv. Curiejeva točka), željezo ima jaka magnetska svojstva (kaže se da je feromagnetsko), na više visoke temperatureželjezo se ponaša kao paramagnetik. Ponekad se modifikacijom željeza smatra paramagnetsko -Fe s kubičnom rešetkom u središtu tijela, stabilno na temperaturama od 769 do 917 °C, a -Fe, stabilno na visokim temperaturama (1394-1535 °C), naziva se -Fe prema tradiciji (ideje o postojanju četiriju modifikacija željeza pojavile su se kada još nije postojala rendgenska difrakcijska analiza i nije bilo objektivnih informacija o unutarnja strukturažlijezda). Talište 1535°C, vrelište 2750°C, gustoća 7,87 g/cm 3 . Standardni potencijal para Fe 2+ /Fe 0 je 0,447V, para Fe 3+ /Fe 2+ je +0,771V.
Kada se skladišti na zraku na temperaturama do 200°C, željezo se postupno prekriva gustim filmom oksida koji sprječava daljnju oksidaciju metala. U vlažnom zraku željezo se prekriva labavim slojem hrđe, koji ne sprječava pristup kisika i vlage metalu i njegovo uništenje. Rđa nema postojanost kemijski sastav, otprilike nju kemijska formula može se napisati kao Fe 2 O 3 x H 2 O.
Željezo pri zagrijavanju reagira s kisikom (O). Pri gorenju željeza na zraku nastaje Fe 2 O 3 oksid, a pri gorenju željeza u čistom kisiku nastaje Fe 3 O 4 oksid. Propušta li se kisik ili zrak kroz rastaljeno željezo, nastaje FeO oksid. Kada se sumpor (S) i željezni prah zagrijavaju, nastaje sulfid, čija se približna formula može napisati kao FeS.
Željezo reagira s halogenima kada se zagrijava. Budući da je FeF 3 nehlapljiv, željezo je otporno na fluor (F) do temperatura od 200-300°C. Kada se željezo klorira (pri temperaturi od oko 200°C), nastaje hlapljivi FeCl3. Ako do interakcije željeza i broma (Br) dođe pri sobnoj temperaturi ili pri zagrijavanju i visoki krvni tlak bromove pare, tada nastaje FeBr 3. Zagrijavanjem FeCl 3 i posebno FeBr 3 odvajaju halogen i prelaze u željezo (II) halogenide. Pri reakciji željeza i joda (I) nastaje jodid Fe 3 I 8.
Zagrijavanjem željezo reagira s dušikom (N), stvarajući željezni nitrid Fe 3 N, s fosforom (P), stvarajući fosfide FeP, Fe 2 P i Fe 3 P, s ugljikom (C), stvarajući karbid Fe 3 C, sa silicijem ( Si), tvoreći nekoliko silicida, na primjer FeSi.
Pri povišenom tlaku metalno željezo reagira s ugljičnim monoksidom CO i nastaje tekući, pod normalnim uvjetima, vrlo hlapljivi željezni pentakarbonil Fe(CO) 5 . Poznati su i karbonili željeza sastava Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12 . Željezni karbonili služe kao početni materijali u sintezi željeza organski spojevi, uključujući sastav ferocena.
Čisto metalno željezo stabilno je u vodi i razrijeđenim otopinama alkalija. U koncentriranoj sumpornoj i dušične kiselineželjezo se ne otapa jer jaki oksidni film pasivizira njegovu površinu.
Željezo reagira s klorovodičnom i razrijeđenom (otprilike 20%) sumpornom kiselinom pri čemu nastaju željezove (II) soli:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Kada željezo reagira s približno 70% sumpornom kiselinom, reakcija se odvija do stvaranja željezovog (III) sulfata:
2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
Željezov (II) oksid ima bazična svojstva; njemu odgovara baza Fe(OH) 2 . Željezov (III) oksid Fe 2 O 3 je slabo amfoteran, odgovara mu još slabija baza od Fe (OH) 2, koja reagira s kiselinama:
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Željezo (III) hidroksid Fe(OH) 3 pokazuje slab amfoterna svojstva; sposoban je reagirati samo s koncentriranim otopinama lužina:
Fe(OH) 3 + KOH = K
Nastali hidrokso kompleksi željeza(III) stabilni su u jako alkalnim otopinama. Kada se otopine razrijede vodom, one se uništavaju, a željezo (III) hidroksid Fe(OH) 3 se taloži.
Spojevi željeza (III) u otopinama se reduciraju metalnim željezom:
Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2
Pri skladištenju vodenih otopina soli željeza (II) opaža se oksidacija željeza (II) u željezo (III):
4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH)Cl 2
Od soli željeza (II) u vodene otopine stabilna Mohrova sol dvostruki amonijev sulfat i željezo (II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.
Željezo (III) je sposobno formirati dvostruke sulfate s jednostruko nabijenim kationima kao što je stipsa, na primjer, KFe(SO 4) 2 željezo-kalijeva stipsa, (NH 4)Fe(SO 4) 2 feri amonijeva stipsa, itd.
Kada plinoviti klor (Cl) ili ozon djeluju na alkalne otopine spojeva željeza (III), nastaju spojevi željeza (VI) ferata, na primjer, kalij ferat (VI) (K): K 2 FeO 4. Postoje izvještaji o proizvodnji spojeva željeza (VIII) pod utjecajem jakih oksidacijskih sredstava.
Za detekciju spojeva željeza (III) u otopini koristi se kvalitativna reakcija Fe 3+ iona s tiocijanatnim ionima CNS. Kada ioni Fe 3+ međudjeluju s anionima CNS-a, nastaje svijetlocrveni željezov tiocijanat Fe(CNS) 3. Drugi reagens za Fe 3+ ione je kalijev heksacijanoferat (II) (K): K 4 (ranije se ova tvar nazivala žuta krvna sol). Kada ioni Fe 3+ i 4 međudjeluju, nastaje svijetlo plavi talog.
Otopina kalijevog heksacijanoferata (III) (K) K 3, prije nazivana crvena krvna sol, može poslužiti kao reagens za Fe 2+ ione u otopini. Prilikom interakcije iona Fe 3+ i 3 nastaje svijetlo plavi talog istog sastava kao u slučaju interakcije iona Fe 3+ i 4.
Legure željeza i ugljika:željezo se uglavnom koristi u legurama, prvenstveno legurama ugljika (C) raznim ljevovima i čelicima. U lijevanom željezu sadržaj ugljika je veći od 2,14% po težini (obično na razini od 3,5-4%), u čeliku je sadržaj ugljika niži (obično na razini od 0,8-1%).
Lijevano željezo se proizvodi u visokim pećima. Visoka peć je divovski (do 30-40 m visok) krnji stožac, šupalj iznutra. Unutarnji zidovi visoke peći obloženi su vatrostalnom opekom, debljina zida je nekoliko metara. Obogaćena (oslobođena otpadnih stijena) željezna ruda, redukcijski koks ( ugljen posebni stupnjevi, podvrgnuti koksiranju - zagrijavanje na temperaturi od oko 1000°C bez pristupa zraka), kao i materijali za taljenje (vapnenac i drugi) koji pomažu odvajanje nečistoća troske od rastaljenog metala. Visoka peć (čisti kisik (O) ili zrak obogaćen kisikom (O)) dovodi se u visoku peć odozdo. Kako se materijali koji se ubacuju u visoku peć spuštaju, njihova temperatura raste na 1200-1300°C. Kao rezultat redukcijskih reakcija koje se odvijaju uglavnom uz sudjelovanje koksa C i CO:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO;
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
Pojavljuje se metalno željezo koje je zasićeno ugljikom (C) i teče prema dolje.
Ta se talina povremeno ispušta iz visoke peći kroz poseban kavez s rupama i ostavlja se da se talina skrutne u posebne forme. Lijevano željezo može biti bijelo, tzv. sirovo željezo (od njega se proizvodi čelik) i sivo, odnosno lijev. Bijeli lijev je čvrsta otopina ugljika (C) u željezu. U mikrostrukturi sivog lijeva mogu se razlikovati mikrokristali grafita. Zbog prisutnosti grafita, sivi lijev ostavlja trag na bijelom papiru.
Lijevano željezo je krhko i lomi se pri udaru, pa se od njega ne mogu izraditi opruge, lisnate opruge ili bilo koji proizvodi koji se trebaju savijati.
Čvrsto lijevano željezo je lakše od rastaljenog lijevanog željeza, pa se pri skrućivanju ne steže (kao što je to uobičajeno kod skrućivanja metala i legura), već se širi. Ova značajka omogućuje vam izradu raznih odljevaka od lijevanog željeza, uključujući i korištenje kao materijala za umjetničko lijevanje.
Ako se sadržaj ugljika (C) u lijevanom željezu smanji na 1,0-1,5%, tada nastaje čelik. Čelici mogu biti ugljični (takvi čelici nemaju druge komponente osim Fe i C) i legirani (takvi čelici sadrže aditive kroma (Cr), nikla (Ni), molibdena (Mo), kobalta (Co) i drugih metala koji poboljšavaju mehaničku i druga svojstva čelika).
Čelici se proizvode preradom lijevanog željeza i metalnog otpada u konvertoru kisika, elektrolučnim ili otvorenim pećima. Takvom preradom sadržaj ugljika (C) u leguri se smanjuje na potrebnu razinu; kako kažu, višak ugljika (C) se spaljuje.
Fizička svojstva čelika bitno se razlikuju od svojstava lijevanog željeza: čelik je elastičan, može se kovati i valjati. Budući da se čelik, za razliku od lijevanog željeza, skuplja tijekom skrućivanja, dobiveni čelični odljevci podvrgavaju se kompresiji u valjaonicama. Nakon valjanja praznine i šupljine nastale tijekom skrućivanja talina nestaju u volumenu metala.
Proizvodnja čelika ima dugu i duboku tradiciju u Rusiji, a čelik koji proizvode naši metalurzi je visoke kvalitete.
Povijest proizvodnje željeza:željezo je imalo i igra iznimnu ulogu u materijalnoj povijesti čovječanstva. Prvo metalno željezo koje je palo u ljudske ruke vjerojatno je podrijetlom iz meteorita. Željezne rude su široko rasprostranjene i često se nalaze čak i na površini Zemlje, ali je samorodno željezo na površini izuzetno rijetko. Vjerojatno je prije nekoliko tisuća godina netko primijetio da se nakon paljenja vatre u nekim slučajevima uočava stvaranje željeza iz onih komadića rude koji su slučajno završili u vatri. Kada vatra gori, dolazi do redukcije željeza iz rude zbog reakcije rude i izravno s ugljenom i s ugljikovim monoksidom (II) CO koji nastaje tijekom izgaranja. Mogućnost dobivanja željeza iz ruda uvelike je olakšano otkrićem činjenice da se pri zagrijavanju rude s ugljenom pojavljuje metal koji se zatim može dodatno pročišćavati tijekom kovanja. Vađenje željeza iz rude pomoću procesa puhanja sira izumljeno je u zapadnoj Aziji u 2. tisućljeću pr. Razdoblje od 9. do 7. stoljeća prije Krista, kada se kod mnogih plemena Europe i Azije razvila metalurgija željeza, nazvano je željeznim dobom, koje je zamijenilo brončano doba. Poboljšanje metoda puhanja (prirodni propuh zamijenjen je mijehom) i povećanje visine ložišta (pojavile su se peći s niskim vratilom) doveli su do proizvodnje lijevanog željeza, koje se počelo široko taliti u Zapadna Europa iz 14. stoljeća. Dobiveno lijevano željezo pretvoreno je u čelik. Od sredine 18. stoljeća, u procesu visoke peći, umjesto drveni ugljen počeo koristiti ugljeni koks. Kasnije su metode dobivanja željeza iz ruda značajno poboljšane, a trenutno se u tu svrhu koriste posebni uređaji: visoke peći, pretvarači kisika i elektrolučne peći.
Nalaz u prirodi:Željezo je prilično rasprostranjeno u zemljinoj kori; čini oko 4,1% mase Zemljina kora(4. mjesto među svim elementima, 2. među metalima). Znan veliki broj rude i minerali koji sadrže željezo. Najveću praktičnu važnost imaju rude crvenog željeza (ruda hematit, Fe 2 O 3; sadrži do 70% Fe), rude magnetskog željeza (ruda magnetit, Fe 3 O 4; sadrži 72,4% Fe), rude smeđeg željeza (ruda hidrogetit NFeO 2 · n H 2 O), kao i željezne rude (sideritna ruda, željezni karbonat, FeCO 3; sadrži oko 48% Fe). U prirodi postoje i velika nalazišta pirita FeS 2 (drugi nazivi sumporni pirit, željezni pirit, željezni disulfid i drugi), ali su rude s visokim sadržajem sumpora još uvijek praktični značaj Nemati. Rusija je na prvom mjestu u svijetu po rezervama željezne rude. U morska voda 1·10 5 1·10 8% željeza.
Primjena željeza, njegovih legura i spojeva:Čisto željezo ima prilično ograničenu upotrebu. Koristi se u proizvodnji jezgri elektromagneta, kao katalizator kemijski procesi, za neke druge svrhe. Ali legure željeza - lijevano željezo i čelik - čine osnovu moderne tehnologije. Mnogi spojevi željeza također se široko koriste. Tako se željezo (III) sulfat koristi u obradi vode, željezni oksidi i cijanid služe kao pigmenti u proizvodnji boja, i tako dalje.
Biološka uloga:željezo je prisutno u tijelu svih biljaka i životinja kao element u tragovima, odnosno u vrlo malim količinama (u prosjeku oko 0,02%). No bakterije željeza, koje za kemosintezu koriste energiju oksidacije željeza (II) u željezo (III), mogu u svojim stanicama akumulirati i do 17-20% željeza. Glavni biološku funkciju sudjelovanje željeza u transportu kisika (O) i oksidacijskim procesima. Tu funkciju željezo obavlja u sastavu složenih proteina – hemoproteina, čija je prostetička skupina željezoporfirinski kompleks – hem. Među najvažnijim hemoproteinima su respiratorni pigmenti hemoglobin i mioglobin, univerzalni prijenosnici elektrona u reakcijama. stanično disanje, oksidacija i fotosinteza citokroma, enzima kataloze i peroksida i dr. U nekih beskralježnjaka respiratorni pigmenti heloeritrin i klorokruorin koji sadrže željezo imaju strukturu različitu od hemoglobina. Tijekom biosinteze hemoproteina željezo se na njih prenosi iz proteina feritina koji pohranjuje i prenosi željezo. Ovaj protein, čija jedna molekula sadrži oko 4500 atoma željeza, koncentriran je u jetri, slezeni, koštanoj srži i crijevnoj sluznici sisavaca i ljudi. Dnevna potreba osoba u željezu (6-20 mg) obilno je pokrivena hranom (željezom su bogati meso, jetra, jaja, kruh, špinat, cikla i drugo). Tijelo prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) sadrži 4,2 g željeza, 1 litra krvi sadrži oko 450 mg. Kada postoji nedostatak željeza u tijelu, razvija se žlijezdana anemija koja se liječi lijekovima koji sadrže željezo. Dodaci željeza također se koriste kao sredstva za opće jačanje. Prevelika doza željeza (200 mg ili više) može imati toksični učinak. Željezo je također neophodno za normalan razvoj biljke, stoga postoje mikrognojiva na bazi pripravaka željeza.
Valencija atoma je njegova sposobnost stvaranja određeni broj kemijske veze s drugim atomima. Na primjer, broj crtica koje se protežu od simbola elementa u strukturnim formulama jednak je valenciji tog elementa. U nastavku pogledajte strukturne formule nekih tvari - one pokazuju da su vodik i klor jednovalentni, kisik dvovalentan, ugljik četverovalentan, a dušik trovalentan.
Točke ovdje označavaju usamljene parove elektrona, ali nisu uvijek prikazane u strukturnim formulama (ne sudjeluju izravno u vezivanju, iako su važne sa stajališta pravila okteta). U strukturnim formulama, svaka crtica je upravo zajednički par elektrona. Stoga možemo dati sljedeću definiciju valencije:
Valencija se definira kao broj elektronskih parova kojima je dati atom vezan na druge atome.
Budući da u kemijskoj vezi sudjeluju samo elektroni vanjske ljuske, takvi se elektroni nazivaju valentnim elektronima. Jednostruka (jednostavna) veza nastaje kada atomi dijele jedan par valentnih elektrona.
Strukturne formule zorno pokazati sastav tvari, redoslijed međusobnog vezivanja atoma i valenciju elemenata. Ali ako je tako detaljne informacije nije potrebno, sastav tvari može se napisati u obliku skraćenih kemijskih formula:
H2 (vodik) Cl2 (klor) CO2 ( ugljični dioksid) H2O (voda) N2H4 (hidrazin) N2 (dušik)
U u ovom slučaju Sve tvari sastoje se od molekula, pa se takve formule nazivaju ne samo skraćeno, već molekularne. Broj u donjem desnom kutu simbola elementa naziva se indeks. Indeks pokazuje koliko je atoma određenog elementa sadržano u molekuli. Indeks 1 se nikada ne upisuje.
Valencija elementa određena je brojem elektrona koji sudjeluju u stvaranju kemijskih veza.
Koncept valencije postao je čvrsto utemeljen u znanosti sredinom prošlog stoljeća. Na temelju postojanja valentnih veza A. M. Butlerov (1862.) izgradio je teoriju kemijske strukture. Ova je teorija nastala prvenstveno u odnosu na organske spojeve, budući da je u njima najjasnije izražena ovisnost svojstava tvari ne samo o sastavu, već i o strukturi njihovih molekula.
A. M. Butlerov ga je smatrao uzrokom svih reakcija u koje tvar ulazi kemijska struktura- redoslijed veza između atoma u molekuli, priroda njihovog međudjelovanja i međusobnog utjecaja.
Proučavanje prirode valencije i prirode kemijskih veza dovelo je do podjele pojma valencije na niz novih, specifičnijih pojmova: kovalentnost, ionska valencija, koordinacijski broj, oksidacijski broj (oksidacijski broj).
Kemijska svojstva elemenata određena su strukturom vanjskih elektronskih slojeva atoma. Kemijska reakcija svodi se na međudjelovanje valentnih elektrona atoma koji sudjeluju u reakciji. Stoga, ovisno o strukturi atoma, priroda međudjelovanja može biti različita. Dakle, vrsta veze između atoma određena je njihovom strukturom.
Priroda kemijske veze donekle je otkrivena pojavom kvantne mehanike, koja uzima u obzir valna svojstva elektron.
Kvantno-mehanički proračuni pokazuju da samo atomi koji imaju nesparene elektrone mogu međusobno djelovati. Broj nesparenih elektrona određuje valenciju atoma određenog elementa. Valentni elektroni atoma elemenata glavnih podskupina periodnog sustava nalaze se na vanjskoj energetskoj razini (s i p podrazine), a za ELEMENTE sporednih podskupina - osim toga, na d-podrazini prije vanjska razina. U atomima lantanida i aktinoida f-elektroni treće vanjske energetske razine mogu biti i valentni elektroni. Valencija elemenata ne podudara se uvijek s brojem nesparenih elektrona. Na primjer, atom sumpora ima dva nesparena elektrona. U skladu s tim sumpor daje spojeve u kojima je dvovalentan, ali su poznati spojevi u kojima je valencija sumpora četiri, pa čak i šest. Povećanje valencije sumpora c povezano je s povećanjem broja nesparenih elektrona nastalih kao rezultat ekscitacije atoma i prijelaza jednog od uparenih elektrona na najbližu podrazinu iste energetske razine. Prijelaz p-elektrona iz jednog stanja u drugo povećava broj nesparenih elektrona za dva, dakle, valencija atoma se povećava za dvije jedinice; prijenos jednog s-elektrona dovodi do povećanja valencije za još dvije jedinice. Dakle, maksimalna valencija atoma mnogih elemenata postiže se samo u pobuđenom stanju. Ovisno o stupnju pobuđenosti atoma, broj nesparenih elektrona može varirati, tako da mnogi elementi pokazuju promjenjivu valenciju.
---- Zašto željezo ima valenciju 2,3,6 u spojevima. Objasnite s elektroničkog gledišta.
Željezo zapravo ima ČETIRI stabilna oksidacijska stanja: 0, +2, +3 i +6. Stabilan u smislu da svaki od njih ima svoje kemijski spojevi, na primjer: Fe(CO)5 (0, željezo karbonil); FeSO4 (+2, željezni sulfat II); FeCl3 (+3, željezov klorid III); K2FeO4 (+6, kalijev oksoferat). Nadam se da će jednog dana sintetizirati spojeve željeza s najvišim mogućim oksidacijskim stupnjem +8 - dosad nikome nije uspjelo.
prosječna valencija željeza Fe2,5 +, Fe 2 + i Fe 3 +
ŽELJEZO (lat. Ferrum), Fe, kemijski element VIII skupine periodnog sustava, atomski broj 26, atomska masa 55.847. Podrijetlo latinskog i ruskog naziva elementa nije jasno utvrđeno. Prirodno željezo je smjesa četiriju nuklida masenih brojeva 54 (udio u prirodnoj smjesi je 5,82% maseni), 56 (91,66%), 57 (2,19%) i 58 (0,33%). Konfiguracija dva vanjska elektronička sloja je 3s2p6d64s2. Tipično tvori spojeve u oksidacijskim stanjima +3 (valencija III) i +2 (valencija II). Poznati su i spojevi s atomima željeza u oksidacijskim stupnjevima +4, +6 i neki drugi.
U Mendeljejevljevom periodnom sustavu željezo je uvršteno u grupu VIIIB. U četvrtoj periodi, kojoj pripada i željezo, u ovu skupinu osim željeza spadaju i kobalt (Co) i nikal (Ni). Ova tri elementa čine trijadu i imaju slična svojstva.
Polumjer neutralnog atoma željeza je 0,126 nm, polumjer iona Fe2+ 0,080 nm, a iona Fe3+ 0,067 nm. Energije sekvencijalne ionizacije atoma željeza su 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 eV. Elektronski afinitet 0,58 eV. Prema Paulingovoj ljestvici, elektronegativnost željeza je oko 1,8.
Željezo visoke čistoće je sjajni srebrno-sivi, duktilni metal koji je dobro podložan raznim mehaničkim metodama obrade.
Fizikalna i kemijska svojstva: na temperaturama od sobne temperature do 917°C, kao iu temperaturnom području 1394-1535°C, nalazi se -Fe s kubično centriranom rešetkom; na sobnoj temperaturi, parametar rešetke a = 0,286645 nm. Na temperaturama od 917-1394°C, -Fe s kubičnom plošno centriranom rešetkom T (a = 0,36468 nm) je stabilan. Na temperaturama od sobne temperature do 769°C (tzv. Curiejeva točka) željezo ima jaka magnetska svojstva (kaže se da je feromagnetsko), a na višim temperaturama željezo se ponaša kao paramagnet. Ponekad se modifikacijom željeza smatra paramagnetsko -Fe s kubičnom rešetkom u središtu tijela, stabilno na temperaturama od 769 do 917 °C, a -Fe, stabilno na visokim temperaturama (1394-1535 °C), naziva se -Fe prema tradiciji (ideje o postojanju četiri modifikacije željeza nastale su kada još nije postojala rendgenska difrakcijska analiza i nije bilo objektivnih podataka o unutarnjoj strukturi željeza). Talište 1535°C, vrelište 2750°C, gustoća 7,87 g/cm3. Standardni potencijal para Fe2+/Fe0 je –0,447V, para Fe3+/Fe2+ je +0,771V.
Kada se skladišti na zraku na temperaturama do 200°C, željezo se postupno prekriva gustim filmom oksida koji sprječava daljnju oksidaciju metala. U vlažnom zraku željezo se prekriva labavim slojem hrđe, koji ne sprječava pristup kisika i vlage metalu i njegovo uništenje. Rđa nema stalan kemijski sastav; njena kemijska formula može se napisati kao Fe2O3 xH2O.
Željezo pri zagrijavanju reagira s kisikom (O). Sagorijevanjem željeza na zraku nastaje oksid Fe2O3, sagorijevanjem u čistom kisiku nastaje oksid Fe3O4. Propušta li se kisik ili zrak kroz rastaljeno željezo, nastaje FeO oksid. Kada se sumpor (S) i željezni prah zagrijavaju, nastaje sulfid, čija se približna formula može napisati kao FeS.
Željezo reagira s halogenima kada se zagrijava. Budući da je FeF3 nehlapljiv, željezo je otporno na fluor (F) do temperatura od 200-300°C. Kada se željezo klorira (na temperaturi od oko 200°C), nastaje hlapljivi FeCl3. Ako do interakcije željeza i broma (Br) dođe pri sobnoj temperaturi ili uz zagrijavanje i povišeni tlak bromovih para, nastaje FeBr3. Zagrijavanjem FeCl3, a posebno FeBr3, odvajaju halogen i prelaze u željezo (II) halogenide. Međudjelovanjem željeza i joda (I) nastaje jodid Fe3I8.
Kada se zagrije, željezo reagira s dušikom (N) da nastane željezov nitrid Fe3N, s fosforom (P) da nastane fosfide FeP, Fe2P i Fe3P, s ugljikom (C) da nastane karbid Fe3C, sa silicijem (Si) da nastane nekoliko silicida , npr. FeSi.
Pri povišenom tlaku metalno željezo reagira s ugljikovim monoksidom CO i nastaje tekući, u normalnim uvjetima, vrlo hlapljivi željezni pentakarbonil Fe(CO)5. Poznati su i karbonili željeza sastava Fe2(CO)9 i Fe3(CO)12. Željezni karbonili služe kao početni materijali u sintezi organskih spojeva željeza, uključujući sastav ferocen.
Čisto metalno željezo stabilno je u vodi i razrijeđenim otopinama alkalija. Željezo se ne otapa u koncentriranoj sumpornoj i dušičnoj kiselini, jer jaki oksidni film pasivizira njegovu površinu.
Željezo reagira s klorovodičnom i razrijeđenom (otprilike 20%) sumpornom kiselinom pri čemu nastaju željezove (II) soli:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Kada željezo reagira s približno 70% sumpornom kiselinom, reakcija se odvija do stvaranja željezovog (III) sulfata:
2Fe + 4H2SO4 = Fe2 (SO4)3 + SO2 + 4H2O
Željezov (II) oksid ima bazična svojstva, njemu odgovara baza Fe(OH)2. Željezov (III) oksid Fe2O3 je slabo amfoteran; odgovara mu još slabija baza od Fe(OH)2, Fe(OH)3, koja reagira s kiselinama:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O
Željezo (III) hidroksid Fe(OH)3 pokazuje slabo amfoterna svojstva; sposoban je reagirati samo s koncentriranim otopinama lužina:
Fe(OH)3 + KOH = K
Nastali hidrokso kompleksi željeza(III) stabilni su u jako alkalnim otopinama. Kada se otopine razrijede vodom, one se uništavaju, a željezo (III) hidroksid Fe(OH)3 se taloži.
Spojevi željeza (III) u otopinama se reduciraju metalnim željezom:
Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2
Pri skladištenju vodenih otopina soli željeza (II) opaža se oksidacija željeza (II) u željezo (III):
4FeCl2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)Cl2
Od soli željeza (II) najstabilnija je u vodenim otopinama Mohrova sol – dvostruki amonij i željezo (II) sulfat (NH4)2Fe(SO4)2 6H2O.
Željezo (III) je sposobno formirati dvostruke sulfate s jednostruko nabijenim kationima kao što je stipsa, na primjer, KFe(SO4)2 - željezo-kalijeva stipsa, (NH4)Fe(SO4)2 - željezo-amonijeva stipsa, itd.
Kada plinoviti klor (Cl) ili ozon djeluju na alkalne otopine spojeva željeza (III), nastaju spojevi željeza (VI) - ferati, npr. kalijev ferat (VI) (K): K2FeO4. Postoje izvještaji o proizvodnji spojeva željeza (VIII) pod utjecajem jakih oksidacijskih sredstava.
Za detekciju spojeva željeza (III) u otopini koristi se kvalitativna reakcija Fe3+ iona s tiocijanatnim ionima CNS–. Kada Fe3+ ioni stupaju u interakciju s CNS– anionima, nastaje svijetlocrveni željezov tiocijanat Fe(CNS)3. Drugi reagens za Fe3+ ione je kalijev heksacijanoferat (II) (K): K4 (ranije se ta tvar nazivala žuta krvna sol). Kada ioni Fe3+ i 4– međudjeluju, nastaje svijetlo plavi talog.
Otopina kalijevog heksacijanoferata (III) (K) K3, prije nazivana crvena krvna sol, može poslužiti kao reagens za Fe2+ ione u otopini. Kod interakcije iona Fe3+ i 3– nastaje svijetlo plavi talog istog sastava kao u slučaju interakcije iona Fe3+ i 4–.
Legure željezo-ugljik: Željezo se prvenstveno koristi u legurama, prvenstveno u legurama ugljika (C) — raznim lijevanim željezima i čelicima. U lijevanom željezu sadržaj ugljika je veći od 2,14% po težini (obično na razini od 3,5-4%), u čeliku je sadržaj ugljika niži (obično na razini od 0,8-1%).
U dijelu o pitanju koja je valencija Fe (željeza), može li se promijeniti? dao autor xxx xxxx najbolji odgovor je Bolje je (prikladnije) raspravljati o pitanju koristeći koncept "oksidacijskog stanja", iako to nije isto što i "valencija". Željezo zapravo ima ČETIRI stabilna oksidacijska stanja: 0, +2, +3 i +6. Stabilni u smislu da svaki od njih ima svoje kemijske SPOJEVE, npr.: Fe(CO)5 (0, željezo karbonil); FeSO4 (+2, željezo II sulfat); FeCl3 (+3, željezov klorid III); K2FeO4 (+6, kalijev oksoferat). Nadam se da će jednog dana sintetizirati spojeve željeza s najvišim mogućim oksidacijskim stupnjem +8 - dosad nikome nije uspjelo.
Odgovor od Kira[novak]
Još u školi su nas učili konceptu valencije. A na sveučilištu, kada su pisali jednadžbe redoks reakcija, koristili su gotovo isključivo oksidacijsko stanje. Za željezo su najčešći +2 i +3. Zatim su uveli još jedan pojam - koordinacijski broj. Tada se pojam valencije počeo "zamagljivati", takoreći. Pod tim misle na jednu ili drugu stvar. Tako je u Fe(CO)5 oksidacijsko stanje željeza 0, a koordinacijski broj 5. (Onda je u oksoferatnom anionu (FeO4)2- broj željeza 4.
Odgovor od Obrazovanje[guru]
2 i 3 da možda
Odgovor od Neurolog[guru]
Valencija, točnije oksidacijsko stanje Fe je +2. +3 i +6. Naravno, može se promijeniti. Najstabilniji +3.
Pojam valencije igrao je veliku ulogu u povijesti kemije, razjašnjavajući kako, u kojim omjerima i zašto atomi različitih kemijski elementi mogu međusobno povezati. U slučaju najjednostavnijih anorganskih i organskih spojeva, teorija je djelovala. Međutim, tijekom vremena, kako to obično biva u znanosti, nakupile su se informacije koje su postupno natjerale kemičare da napuste koncept valencije kao univerzalnog načina za opisivanje strukture tvari.
Prije svega, pokazalo se da mnogi elementi, za razliku od vodika i kisika, mogu imati ne jednu, već nekoliko valencija, pa su vodik i kisik iznimke. Ali s tom se poteškoćom dosta lako pozabavilo još u 19. stoljeću pripisivanjem nekoliko mogućih valencija nizu elemenata.
Kao rezultat toga postalo je jasno zašto se neke tvari sastavljene od samo dva elementa mogu toliko razlikovati u sastavu. Na primjer, u jednom od željeznih oksida (odnosno u spoju željeza i kisika) nalazi se otprilike 0,3 masena dijela kisika po masenom dijelu željeza, a dvostruko više u drugom oksidu.
Pokazalo se da željezo u ovim oksidima ima različitu valenciju: u FeO oksidu željezo je dvovalentno, au Fe2O3 oksidu trovalentno.
Poznat je i željezni oksid Fe3O4. Kolika je valencija željeza u njemu?
Ako je kisik dvovalentan, tada ispada da je valencija željeza 2-4/3 = 8/3! Kako to može biti?
Problem je riješen kada je dokazano da je u ovom oksidu jedan atom željeza dvovalentan, a dva trovalentna, odnosno da se formula ovog oksida može prikazati kao FeO Fe2O3. Slično je riješen i problem crvenice čiji sastav odgovara formuli Pb3O4.
Ali atomi olova nisu trovalentni. U ovom slučaju se pokazalo da su dva atoma olova dvovalentna (kao u PbO), a jedan četverovalentan (kao u PbO2), pa se formula olova olova može prikazati kao 2PbO PbO2.
I metali i nemetali mogu biti viševalentni. Tako jod u spojevima s fluorom može biti jednovalentan (IF), trovalentan (IF3), peterovalentan (IF5) i sedmerovalentan (IF7), odnosno pokazivati četiri različite valencije, dok je fluor uvijek jednovalentan.
Metalni molibden u spojevima s halogenima može pokazivati valencije od 2, 3, 4, 5 i 6. Atomi određenog elementa imaju različite valencije - nego pravilo nego izuzetak. Ovo svojstvo uvelike obogaćuje kemiju.
Primjerice, ugljik i kisik tvore dva plina – ugljikov monoksid CO i ugljikov dioksid CO2, a jasno je da je valencija ugljika u tim spojevima različita. Sumpor s kisikom također tvori najmanje dva spoja - sumporni dioksid SO2 i sumporni anhidrid SO3, u kojima sumpor, kao što pretpostavljate, ima valenciju 4, odnosno 6. Postojanje različitih manganovih oksida (MnO, Mn2O3, Mn3O4, MnO2, Mn2O7 itd.) pokazuje da mangan može imati više različitih valencija.
Valencija u imenima tvari često se označava rimskim brojevima - u zagradama iza simbola ili imena elementa. Kemičar može tvar FeO nazvati željezov (II) oksid, a tvar Fe2O3 željezov (III) oksid. A budući da kisik stvara spojeve sa značajno veliki broj elemenata nego vodika, kemičari su valencije elemenata najčešće određivali upravo po njihovim spojevima s kisikom.
Kad su kemičari proučavali složene organske spojeve, pokazalo se da su atomi ugljika u njima, kao u molekuli metana, gotovo uvijek četverovalentni. Četverovalentnost ugljikovih atoma igrala je veliku ulogu u povijesti organska kemija; ovo je svojstvo iznimno važno i za sva živa bića, budući da je kemija organskih spojeva u velikoj većini slučajeva kemija ugljika.
Kako se objašnjava određena valencija elementa? Ispostavilo se da je to zbog strukture atoma, odnosno njihovih vanjskih (to jest, onih najudaljenijih od jezgre) elektronskih ljuski.
Struktura ovih ljuski različita je za različite atome, pa im je i valencija različita.
Upravo zahvaljujući elektronima atomi se mogu međusobno vezati u određenim omjerima.
Kako elektroni ostvaruju kemijske veze, odnosno međusobno povezuju atome? Kemijska veza može biti različit, a njegov tip ovisi o strukturi elektronskih ljuski atoma koji reagiraju.
Poznato je da metalni natrij burno (plamenom) reagira s klorom pri čemu nastaje natrijev klorid NaCl ( stolna sol). Kako nastaje ova tvar?
Razmotrimo izolirani atom natrija. Ima 11 elektrona smještenih u tri elektronske ljuske.
Onaj koji je najbliži jezgri ima 2 elektrona. Dalje - 8 elektrona.
Iz istog razloga natrij je u 1. skupini periodnog sustava elemenata. Elektronska ljuska na kojoj se nalazi taj "udaljeni" elektron naziva se valencija, a elektron (ili elektroni, ako ih ima više) koji se nalazi na njoj nazivaju se valentni elektroni.
Željezo(Ferrum, Fe) - kemijski element VIII skupine periodnog sustava D.I. Mendeleev, dio je respiratornih pigmenata, uklj. hemoglobin, sudjeluje u vezivanju i prijenosu kisika do tkiva u tijelu životinja i ljudi.
Atomski broj željeza je 26, atomska masa je 55.847. U prirodi postoje 4 stabilna izotopa željeza; poznato 6 radioaktivni izotopiželjezo s masenim brojevima od 52 do 61, od čega se 59 Fe koristi u medicini za proučavanje eritropoeze, metabolizma i apsorpcije željeza .
Čist željezo je sjajni bijeli kovni metal, temperatura taljenja 1539±5°, temperatura vrenja oko 3200°, relativna gustoća 7,874; pokazuje svojstva feromagneta (tvari koje pokazuju spontanu magnetizaciju ispod određene temperature). Željezo ima promjenjivu valenciju; spojevi željeza koji imaju valenciju +2 i +3 su najstabilniji; osim toga, željezo može pokazivati valenciju +1, +4 i +6. U prirodi je rasprostranjen uglavnom u obliku spojeva feri željeza. U biljkama, životinjama i mikroorganizmima željezo je prisutno u složenim organskim spojevima iu malim količinama u obliku Fe 2+ i Fe 3+ iona.
Tijelo odraslog čovjeka sadrži 4-5 Gželjezo, od čega je oko 70% dio hemoglobina (vidi. Krv), oko 5-10% - u sastavu mioglobina oko 20-25% otpada na rezervu tzv. željezo a u krvnoj plazmi nema više od 0,1% željeza; Željezo je prisutno u stanicama i tkivima kao dio respiratornih enzima (njegov relativni sadržaj je oko 1% željeza u tijelu). U krvnoj plazmi određuje se tzv. heminska kiselina željezo, željezo feritin, intravaskularni hemoglobin i transferin. Geminovoe željezo dio hemina (derivat hema, za razliku od hemoglobina koji sadrži samo jednu porfirinsku skupinu). Feritin je protein sirutke najbogatiji željezom (sadrži micelu koja sadrži do 4300 oksidiranih atoma željeza), a sastoji se od proteina apoferitina i željezovog hidroksida fosfata.
Glavnina željeza u krvnoj plazmi vezana je za protein transferin (siderofilin), glavnu komponentu b 1 -globulinske frakcije. Transferin se nalazi u krvi u koncentraciji od oko 0,4 G/100 ml i s normalnom razinom masti u krvnoj plazmi (oko 100 mcg/100 ml) zasićen je željezom u prosjeku za 30%. Takozvani nezasićeni kapacitet vezanja željeza u krvi (UNIBC) određen je dodatnom količinom željeza koju može vezati transferin, a ukupni kapacitet vezanja željeza u krvi (IBC) određen je ukupni brojželjezo koje transferin može vezati. Normalno, TLC krvi kod muškaraca je 45-75 µmol/l (250-400 mcg/100 ml), kod žena je 10-15% niža. Jačina kompleksa transferina - željezo maksimalno pri pH 7,0. Kada se pH vrijednost smanji, kao i kada se masnoća obnovi, kompleks se razgrađuje na proteine i tzv. željezo. Koncentracija nehem željeza u krvnoj plazmi ovisi o dobi, spolu i dobu dana, a kod odraslih muškaraca iznosi 12-32. µmol/l (65-175 mcg/100 ml), kod odraslih žena je 10-15% niža. Prosječno izlučivanje željeza urinom dnevno je 60-100 mcg.
Kod hemosideroza, hemokromatoza, neki anemija, akutne i kronične infekcije, ciroza jetre, uremija (vidi Zatajenja bubrega), maligne neoplazme, hemolitičke i parenhimske žutica. Hiposideremija (smanjenje koncentracije ne-hem željeza u krvnoj plazmi), popraćena istovremenim porastom LVSS-a, uočava se kada su rezerve željeza iscrpljene, njegov unos hranom nedovoljan, te u stanjima praćenim povećana potreba u žlijezdi (trudnoća, gubitak krvi, hipokromna anemija, akutna zarazne bolesti i tako dalje.). Masti se mogu taložiti u tjelesnim tkivima (sideroza). Egzogena sideroza uočena je kod rudara koji rade na razvoju crvene željezne rude i naslaga u plućima željezo u obliku Fe(III) oksida. Kao rezultat prekomjernog razaranja hemoglobina nastaje pigment hemosiderin - nakupina Fe(lll) hidroksida s proteinima, glikozaminoglikanima i lipidima, čije nakupljanje granula (endogena sideroza) nastaje npr. na mjestima krvarenja. Budući da je metabolizam željeza u organizmu uvelike određen stanjem jetre, određivanje sadržaja željeza u krvnoj plazmi može poslužiti kao dodatna funkcionalna pretraga koja ukazuje na stanje jetre.
Utvrđeno je da slobodni Fe(ll) ioni, kao i složeni spojevi željeza, mogu inicirati slobodnoradikalnu peroksidaciju lipida (univerzalni mehanizam oštećenja bioloških membrana, proteina i nukleinskih kiselina) u organizmu. U tom pogledu od posebne je važnosti određivanje slobodne ionizirane tekućine u biološkim tekućinama. Tako se povećava sadržaj ioniziranog željeza sinovijalna tekućina kod artritisa i u cerebrospinalnoj tekućini kod nekih neuroloških bolesti.
J. u ljudski organizam ulazi s hranom. Namirnice bogate željezom uključuju jetru, suhe šljive, grah, grašak, heljdu, kao i zobene pahuljice, raženi kruh, meso, jaja, čokoladu, špinat, jabuke i marelice. Sadržaj probavljivog željeza u proizvodima životinjskog podrijetla je 10-20% od ukupnog željeza sadržanog u njima 1-6%; Kod odrasle osobe potreba za željezom određena je potrebom za nadoknadom njegovih gubitaka, kao i stupnjem apsorpcije željeza iz hrane. Potrebe za željezom kod žena su 30-90% veće nego kod muškaraca; kod dječaka od 15-16 godina potreba za tekućinom znatno je veća nego kod odraslih muškaraca i djece. U žena reproduktivne dobi pola ili više potrebnog željeza troši se za nadoknadu gubitka hemoglobina tijekom menstruacije. Tijekom trudnoće potreba za mastima se povećava za otprilike 60%. Apsorpcija željeza se povećava sa stanja nedostatka željeza. Organski spojevi se slabo apsorbiraju u crijevima; Apsorpcija željeza također je smanjena zbog stvaranja njegovih netopljivih soli (na primjer, s viškom anorganskog fosfora u prehrani, koji tvori netopljive spojeve sa tvarima koje sadrže željezo, može se razviti anemija nedostatka željeza). Najprobavljiviji oblik željeza je ionizirani Fe(ll), stoga je apsorpcija željeza olakšana prisutnošću klorovodične kiseline, koja uzrokuje njegovu ionizaciju, i redukcijskih sredstava, poput askorbinske kiseline, koji potiču redukciju Fe(ll) u Fe (ll), kao i tvari koje mogu vezati željezo, stvarajući s njim probavljive komplekse (u želucu - specifični glikoprotein, u crijevima - aloferitin i aminokiseline koje sadrže sulfhidrilne skupine). Unatoč prisutnosti ovih mehanizama u tijelu za povećanje apsorpcije željeza iz hrane, praktična potreba za željezom je 5-10 puta veća od stvarne fiziološka potreba u njemu.
Glavni dio željeza apsorbiranog u crijevima ulazi u krvotok, a zatim u Koštana srž, gdje se uglavnom koristi za sintezu hemoglobina. Dolaziti do epitelne stanice U crijevnoj sluznici Fe(ll) se brzo oksidira u Fe(ll) hidroksid, koji se spaja s apoferitinom, stoga je apsorpcija željeza u crijevnoj sluznici ograničena sposobnošću vezanja apoferitina. Taloženje željeza događa se u jetri, gdje je gotovo potpuno sadržano u feritinu. Ne postoji način da se eliminira višak željeza: kada se prekorači kapacitet depoa feritina, višak željeza se nakuplja u jetri i drugim organima u obliku granula hemosiderina koji sadrže do 37% željeza (težinski).
Sadržaj željeza u krvnom serumu i urinu određuje se bojnom reakcijom sa sulfoniranim batofenantrolinom. Sposobnost krvnog seruma da veže željezo određuje se držanjem ispitivanog seruma u otopini Fe(lll); u isto vrijeme, sav transferin je zasićen željezom. Višak soli željeza uklanja se adsorpcijom na magnezijev karbonat, koji se zatim uklanja centrifugiranjem, i željezo u supernatantu se određuje sulfoniranim batofenantrolinom.
Sudjelovanje željeza u stvaranju hemoglobina određuje upotrebu njegovih pripravaka kao antianemijski lijekovi.
Bibliografija: Laboratorijske metode klinička istraživanja, ur. V.V. Menjšikova, s. 267, M., 1987; Petrov V.N. Fiziologija i patologija metabolizma željeza, L., 1982, bibliogr.; Shcherba M.M. i drugi. Stanja nedostatka željeza, L., 1975.