Нахождение в природе

Железо – это металл, принадлежащий к d-элементам. Он достаточно широко распространен на Земле. Мольная доля его атомов в земной коре равна ≈ 1,5% (седьмое место среди всех элементов и четвертое место среди металлов, после Al, Na, Ca), а его массовая доля составляет ≈ 4,7% (четвертое место среди всех элементов и второе среди металлов, уступая только Al).

В природе элемент Fe представлен 4 устойчивыми нуклидами: (5,8%), (91,7%), (2,2%), (0,3%) – и встречается, главным образом, в связанном виде. (В скобках указаны мольные доли нуклидов железа). В свободном (самородном) виде железо входит в состав метеоритов, упавших на Землю из космоса.

Важнейшими природными минералами железа, имеющими промышленное значение, являются: магнетит (магнитный железняк) Fe₃O₄, гематит (красный железняк) Fe₂O₃, лимонит (бурый железняк) Fe₂O₃ ∙ nH₂O, сидерит (шпатовый железняк) FeCO₃, пирит (железный или серный колчедан) FeS₂.

Железо может входить также в состав отдельных алюмосиликатов (различные виды слюд), его атомы присутствуют в растительных и животных организмах, как составная часть некоторых ферментов, белков (например, гемоглобина).

Физические свойства простого вещества

Простое вещество железо – металл серебристого цвета, мягкий, легко поддающийся механической обработке. Это тяжелый металл (ρ = 7,874 г/см³), имеющий высокую температуру плавления (t_{плавления} = 1535^оС).

Чистое железо является довольно пластичным металлом. При нагревании легко поддается ковке и может принимать любые формы, вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкие пластины.

Железо образует 2 аллотропные модификации (α-Fe и γ-Fe), отличающиеся друг от друга строением кристаллической решетки.

До температуры 910^оС железо существует в виде α-модификации, которая при дальнейшем нагревании превращается в γ-модификацию, имеющую более плотную упаковку атомов.

Чистое железо из-за мягкости практически не используют.

Для увеличения его твердости и придания особых физических, механических, а также химических качеств к Fe добавляют другие металлы и неметаллы, легко образующие с ним твердые растворы – сплавы, которые носят общее называние чугун или сталь (в зависимости от своего состава).

Химические свойства железа

В таблице Д.И. Менделеева элемент железо имеет порядковый номер 26 и находится в четвертом периоде, VIII B группе.

Заряд ядра атомов Fe равен +26, вокруг ядра вращается 26 электронов. Графическая электронная формула выглядит следующим образом:

Fe

Так как железо относится к d-элементам, то для него валентными являются не только s-электроны внешнего слоя, но и неспаренные 3d-электроны предвнешнего слоя. Поэтому возможные значения валентности Fe в соединениях могут быть равны 2, 3, 4, 5 или 6. Чаще всего при образовании связей по обменному механизму Fe проявляет валентность 2 или 3. Соединения, в которых железо по обменному механизму образует 4, 6 и особенно 5 связей, являются немногочисленными и малоустойчивыми.

Как и все металлы, при взаимодействии с неметаллами Fe выступает в роли восстановителя и проявляет только положительную степень окисления: чаще всего +2 или +3, значительно реже +4, +6 и особенно +5.

Соединения, в которых железо проявляет степень окисления +4, +6 или +5 обладают сильными окислительными свойствами и легко восстанавливаются до соединений, где степень окисления Fe равна +3.

Соединения железа со степенью окисления +2, наоборот, обладают восстановительными свойствами и уже на воздухе медленно окисляются Fe⁺³. В связи с этим длительное время они могут существовать только в инертной среде.

Наиболее устойчивыми являются вещества, где степень окисления железа равна +3. Это объясняется образованием энергетически выгодной электронной конфигурации ионов Fe³⁺, в которой 3d-подуровень становится наполовину заполненным за счет распаривания своей электронной пары (рис. 22).

Рис. 22. Схема образования устойчивой электронной конфигурации иона Fe³⁺

Ион Fe³⁺ имеет на 3d-подуровне 5 неспаренных электронов, способных участвовать в образовании химических связей, поэтому сильными окислителями он максимально может быть окислен до Fe⁺⁸.

В водном растворе могут присутствовать только простые ионы Fe²⁺ или Fe³⁺. Атомы железа с более высокой степенью окисления входят в состав сложных ионов.

Для ионов Fe²⁺ и Fe³⁺ характерна высокая склонность к комплексообразованию за счет образования ковалентных связей по донорно-акцепторному механизму. Чаще всего в таких комплексных ионах ([Fe(CN)₆]^4-, [Fe(OH)₆]^3-, [Fe(NH₃)₆]³⁺) железо образует 6 связей, выступая в роли акцептора электронной пары.

В химическом плане железо является металлом средней активности. При взаимодействии со слабыми окислителями образуются производные двухвалентного железа (со степенью окисления +2), а сильные окислители окисляют его до +3.

Химическая активность железа сильно зависит от степени его чистоты, дисперсности, присутствия влаги и кислорода. При хранении на воздухе (в отсутствии влаги) оно покрывается плотной оксидной пленкой. При нагревании (t > 200^оС) скорость реакции существенно ускоряется. В зависимости от условий образуется или оксид Fe₂O₃ (при сгорании на воздухе при t < 570^оС)

4Fe + 3О₂ 2Fe₂О₃

или смешанный оксид Fe₃О₄ (FeО ∙ Fe₂О₃), называемый железной окалиной (сгорание в атмосфере кислорода при t > 570^оС)

3Fe + 2О₂ Fe₃О₄

Оксид железа Fe₃О₄ часто рассматривают как соль ( О₂)₂ железной кислоты Н О₂.

При хранении в присутствии влаги железо (особенно содержащее примеси менее активных металлов) интенсивно подвергается электрохимической коррозии. Этот процесс можно упрощенно представить следующим образом:

4Fe + 3О₂ + 6Н₂О = 4Fe(ОН)₃

Fe(ОН)₃ = FeО(ОН) + Н₂О

При взаимодействии с галогенами железо образует соли соответствующих бескислородных кислот. Фтор и хлор (как сильные окислители) окисляют железо до +3.

2Fe + 3F₂ = 2FeF₃

2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃

Бром, в зависимости от условий проведения реакции, окисляет железо как до +2, так и до +3.

При взаимодействии с I₂ (как более слабым окислителем) железо окисляется только до +2.

Fe + I₂ FeI₂

При нагревании с серой образуется железо(II)-сульфид

Fe + S FeS

В расплавленном состоянии железо реагирует с углеродом, фосфором, кремнием, бором, азотом, образуя соединения нестехиометрического состава (например, цементит Fe₃С), которые можно рассматривать как сплавы.

Как и все металлы, железо реагирует с растворами кислот. Кислоты, у которых в роли окислителя выступают ионы Н⁺, окисляют железо до +2 и выделяют при этом Н₂:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

Fe + H₂SO_{4 разб.} = FeSO₄ + H₂

Концентрированные H₂SO₄ и HNO₃ на холоде и при обычных условиях на железо не действуют из-за эффекта пассивации, но при нагревании реакция становится возможной (железо при этом окисляется до Fe³⁺):

2Fe + 6H₂SO_{4 конц.} Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Fe + 6НNO_{3 конц.} Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3Н₂О

Причем, чем более концентрированной является кислота, тем выше температура реакции. Например, чистая 100% H₂SO₄ не взаимодействует с железом вплоть до температуры кипения.

При нагревании железо реагирует с Н₂О:

3Fe + 4H₂O Fe₃O₄ + 4H₂

Железо вытесняет из водных растворов солей менее активные металлы, окисляясь при этом, как правило, до Fe²⁺.

Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄

Fe + 2AgNO₃ = 2Ag + Fe(NO₃)₂

Fe + HgCl₂ = Hg + FeCl₂

При нагревании железо может восстанавливать из оксидов те металлы, которые обладают меньшим, чем Fe, сродством к кислороду:

Fe + CuO Cu + FeO