Железо

Железо (Fe) — химический элемент, расположенный в 4-м периоде, VIII Б группе (побочной подгруппе) Периодической системы. Атомный номер 26, относительная атомная масса 55,845. Электронное строение: $\mathrm{1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2}$. На внешнем электронном слое имеет 2 электрона, на предвнешнем — 6 d-электронов. Железо проявляет основные степени окисления +2 и +3, но также известны соединения со степенью окисления +6.

В природе: Второй по распространённости металл в земной коре (после алюминия). Встречается в свободном виде редко (в метеоритах). В основном находится в виде руд:

• Магнетит (магнитный железняк): $\mathrm{Fe_3O_4}$ (смешанный оксид $\mathrm{FeO\cdot Fe_2O_3}$)
• Гематит (красный железняк): $\mathrm{Fe_2O_3}$
• Лимонит (бурый железняк): $\mathrm{Fe_2O_3\cdot nH_2O}$
• Пирит (железный колчедан): $\mathrm{FeS_2}$

Железо — серебристо-белый, блестящий, ковкий, пластичный, тяжёлый металл. Хороший проводник тепла и электричества. Ферромагнетик, то есть сильно намагничивается в магнитном поле. Температура плавления 1538 °C, температура кипения 2862 °C.

Получение: В промышленности железо получают в основном из руд, восстанавливая их оксидом углерода (II) (CO) в доменных печах: $\mathrm{Fe_2O_3 + 3CO \xrightarrow{t^\circ} 2Fe + 3CO_2}$ $\mathrm{Fe_3O_4 + 4CO \xrightarrow{t^\circ} 3Fe + 4CO_2}$

Применение: Основная область применения железа — производство стали и чугуна. Эти сплавы широко используются в машиностроении, строительстве, транспорте. Железо также применяется как катализатор (например, в синтезе аммиака), в производстве магнитных материалов и пигментов. В биологии играет важную роль в переносе кислорода в составе гемоглобина.

Железо — металл средней активности, является восстановителем.

• Реакции с неметаллами:
  • С кислородом (ржавление на воздухе): $\mathrm{4Fe + 3O_2 + 6H_2O \to 4Fe(OH)_3}$ (ржавчина)
  • С кислородом при нагревании: $\mathrm{3Fe + 2O_2 \xrightarrow{t^\circ} Fe_3O_4}$
  • С хлором: $\mathrm{2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2FeCl_3}$ (хлорид железа (III))
  • С серой: $\mathrm{Fe + S \xrightarrow{t^\circ} FeS}$ (сульфид железа (II))
• Реакции с водой:
  • С водяным паром при нагревании: $\mathrm{3Fe + 4H_2O \xrightarrow{t^\circ} Fe_3O_4 + 4H_2}$
• Реакции с кислотами:
  • С разбавленными кислотами (HCl, H2SO4): $\mathrm{Fe + 2HCl \to FeCl_2 + H_2}$ (образует соли железа (II))
  • Концентрированные холодные серная и азотная кислоты пассивируют железо.
  • С концентрированной серной кислотой при нагревании: $\mathrm{2Fe + 6H_2SO_4\text{(конц.)} \xrightarrow{t^\circ} Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2 + 6H_2O}$
  • С концентрированной азотной кислотой при нагревании: $\mathrm{Fe + 6HNO_3\text{(конц.)} \xrightarrow{t^\circ} Fe(NO_3)_3 + 3NO_2 + 3H_2O}$
• Реакции с солями: Вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:
  • $\mathrm{Fe + CuSO_4 \to FeSO_4 + Cu}$

Железо образует соединения в основном со степенями окисления +2 и +3.

• Соединения железа (II) (Fe(II)):
  • Оксид: $\mathrm{FeO}$ (чёрный, основной оксид)
  • Гидроксид: $\mathrm{Fe(OH)_2}$ (белый, нерастворимый в воде, слабое основание, легко окисляется на воздухе до $\mathrm{Fe(OH)_3}$: $\mathrm{4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \to 4Fe(OH)_3}$)
  • Соли: $\mathrm{FeCl_2}$, $\mathrm{FeSO_4}$ (зелёного цвета, являются восстановителями, легко окисляются до $\mathrm{Fe(III)}$)
• Соединения железа (III) (Fe(III)):
  • Оксид: $\mathrm{Fe_2O_3}$ (красно-бурый, амфотерный оксид, с преобладанием основных свойств)
  • Гидроксид: $\mathrm{Fe(OH)_3}$ (красно-бурый, нерастворимый в воде, слабое основание, разлагается при нагревании: $\mathrm{2Fe(OH)_3 \xrightarrow{t^\circ} Fe_2O_3 + 3H_2O}$)
  • Соли: $\mathrm{FeCl_3}$, $\mathrm{Fe_2(SO_4)_3}$ (жёлто-бурого цвета, являются окислителями, легко восстанавливаются до $\mathrm{Fe(II)}$)
  • Соли $\mathrm{Fe(III)}$ гидролизуются в растворе, например, $\mathrm{FeCl_3 + H_2O \rightleftharpoons FeOHCl_2 + HCl}$ (в основном по первой ступени).