Окисление железа формула. Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений

Железо один из наиболее распространенных химических элементов на земле. Еще с древних времен люди научились его использовать для облегчения своего труда. С развитием технологий, сфера применения его значительно расширялась. Если несколько тысяч лет назад железо использовалось лишь для изготовления нехитрых орудий труда используемых для возделывания земли, то сейчас этот химический элемент применяют практически во всех сферах высокотехнологичных производств.

Как писал Плиний Старший. «Железные рудокопы доставляют человеку превосходнейшее и зловреднейшее орудие. Ибо сим орудием прорезываем, мы землю, обрабатываем плодовитые сады и, обрезая дикие лозы с виноградом, понуждаем их каждый год юнеть. Сим орудием выстраиваем домы, разбиваем камни и употребляем железо на все подобные надобности. Но тем же железом производим брани, битвы и грабежи и употребляем оное не только вблизи, но мещем окрыленное вдаль то из бойниц, то из мощных рук, то в виде оперенных стрел. Самое порочнейшее, по мнению моему, ухищрение ума человеческого. Ибо, чтобы смерть скорее постигла человека, соделали ее крылатою и железу придали перья. Того ради да будет вина приписана человеку, а не природе». Очень часто его используют для изготовления различных сплавов, состав которых в разных соотношениях входит железо. Наиболее известным из таких сплавов является сталь и чугун.

Электричество плавит железо

Свойства сталей разнообразны. Есть стали, предназначенные для долгого пребывания в морской воде, стали, выдерживающие высокую температуру и агрессивное действие горячих газов, стали, из которых делают мягкую увязочную проволоку, и стали для изготовления упругих и жестких пружин...

Такое разнообразие свойств вытекает из разнообразия составов сталей. Так, из стали, содержащей 1% углерода и 1,5% хрома , делают шарикоподшипники высокой стойкости; сталь, содержащая 18% хрома и 89% никеля , - это всем известная «нержавейка», а из стали, содержащей 18% вольфрама , 4% хрома и 1% ванадия , изготовляют токарные резцы.

Это разнообразие составов сталей очень затрудняет их выплавку. Ведь в мартеновской печи и конвертере атмосфера окислительная, и такие элементы, как хром, легко окисляются и переходят в шлак, т. е. теряются. Значит, чтобы получить сталь с содержанием хрома 18%, в печь надо дать гораздо больше хрома, чем 180 кг на тонну стали. А хром - металл дорогой. Как найти выход из этого положения?

Выход был найден в начале XX в. Для выплавки металла было предложено использовать тепло электрической дуги. В печь круглого сечения загружали металлолом, заливали чугун и опускали угольные или графитовые электроды. Между ними и металлом в печи («ванне») возникала электрическая дуга с температурой около 4000°С. Металл легко и быстро расплавлялся. А в такой закрытой электропечи можно создавать любую атмосферу - окислительную, восстановительную или совершенно нейтральную. Иными словами, можно предотвратить выгорание ценных элементов. Так была создана металлургия качественных сталей.

Позднее был предложен еще один способ электроплавки - индукционный. Из физики известно, что если металлический проводник поместить в катушку, по которой проходит ток высокой частоты, то в нем индуцируется ток и проводник нагревается. Этого тепла хватает, чтобы за определенное время расплавить металл. Индукционная печь состоит из тигля, в футеровку которого вделана спираль. По спирали пропускают ток высокой частоты, и металл в тигле расплавляется. В такой печи тоже можно создать любую атмосферу.

В электрических дуговых печах процесс плавки идет обычно в несколько стадий. Сначала из металла выжигают ненужные примеси, окисляя их (окислительный период). Затем из печи убирают (скачивают) шлак, содержащий окислы этих элементов, и загружают форросплавы - сплавы железа с элементами, которые нужно ввести в металл. Печь закрывают и продолжают плавку без доступа воздуха (восстановительный период). В результате сталь насыщается требуемыми элементами в заданном количестве. Готовый металл выпускают в ковш и разливают.

Стали, особенно высококачественные, оказались очень чувствительными к содержанию примесей. Даже небольшие количества кислорода , азота , водорода , серы , фосфора сильно ухудшают их свойства - прочность, вязкость, коррозионную стойкость. Эти примеси образуют с железом а другими содержащимися в стали элементами неметаллические соединения, которые вклиниваются между зернами металла, ухудшают его однородность и снижают качество. Так, при повышенном содержании кислорода и азота в сталях снижается их прочность, водород вызывает появление флокенов - микротрещин в металле, которые приводят к неожиданному разрушению стальных деталей под нагрузкой, фосфор увеличивает хрупкость стали на холоде, сера вызывает красноломкость - разрушение стали под нагрузкой при высоких температурах.

Металлурги долго искали пути удаления этих примесей. После выплавки в мартеновских печах , конвертерах и электропечах металл раскисляют - прибавляют к нему алюминий , ферросилиций (сплав железа с кремнием) или ферромарганец. Эти элементы активно соединяются с кислородом, всплывают в шлак и уменьшают содержание кислорода в стали. Но кислород все же остается в стали, а для высококачественных сталей и оставшиеся его количества оказываются слишком большими. Необходимо было найти другие, более эффективные способы.

В 50-х годах металлурги начали в промышленном масштабе вакуумировать сталь. Ковш с жидким металлом помещают в камеру, из которой откачивают воздух. Металл начинает бурно кипеть и газы из него выделяются. Однако представьте себе ковш с 300 т стали и прикиньте, сколько времени пройдет, пока он прокипит полностью, и насколько за это время охладится металл.

Вам сразу станет ясно, что такой способ годится лишь для небольших количеств стали. Поэтому были разработаны другие, более быстрые и эффективные способы вакуумирования. Сейчас они применяются во всех развитых странах, и это позволило улучшить качество стали. Но требования к ней все росли и росли.

В начале 60-х годов в Киеве, во Всесоюзном институте электросварки им. Е. О. Патона, был разработан способ электрошлакового переплава стали, который очень скоро начали применять во многих странах. Этот способ очень прост. В водоохлаждаемый металлический сосуд - кристаллизатор - помещают слиток металла, который надо очистить, и засыпают его шлаком особого состава. Затем слиток подключают к источнику тока. На конце слитка возникает электрическая дуга, и металл начинает оплавляться. Жидкая сталь реагирует со шлаком и очищается не только от окислов, но и от нитридов, фосфидов и сульфидов. В кристаллизаторе застывает новый, очищенный от вредных примесей слиток. В 1963 г. за разработку и внедрение метода электрошлакового переплава группа работников Всесоюзного института электросварки во главе с Б. И. Медоваром и Ю. В. Латашом была удостоена Ленинской премии.

По несколько иному пути пошли ученые-металлурги из Центрального научно-исследовательского института черной металлургии им. И. П. Бардина. В содружестве с работниками металлургических заводов они разработали еще более простой способ. Шлаки особого состава для очистки металла расплавляют и выливают в ковш, а затем в этот жидкий шлак выпускают металл из печи. Шлак перемешивается с металлом и поглощает примеси. Метод этот быстр, эффективен и не требует больших затрат электроэнергии. Его авторы С. Г. Воинов, А. И. Осипов, А. Г. Шалимов и другие в 1966 г. также были удостоены Ленинской премии.

Однако у читателя уже, наверное, возник вопрос: а к чему все эти сложности? Ведь мы уже говорили, что в обычной электрической печи можно создать любую атмосферу. Значит, можно просто откачать из печи воздух и вести плавку в вакууме. Но не спешите в патентное бюро! Этот способ уже давно был использован в небольших индукционных печах, а в конце 60-х и начале 70-х годов его начали применять и в довольно больших дуговых и индукционных электропечах. Сейчас способы вакуумного дугового и вакуумного индукционного переплава получили довольно широкое распространение в промышленно развитых странах.

Здесь мы описали только основные способы очистки стали от вредных примесей. Существуют десятки их разновидностей. Они помогают металлургам удалить пресловутую ложку дегтя из бочки меда и получить высококачественный металл.

Как получить железо без доменных печей

Выше уже говорилось, что черная металлургия с точки зрения химика - занятие, мягко говоря, нелогичное. Сначала железо насыщают углеродом и другими элементами, а потом тратят много труда и энергии для выжигания этих элементов. Не проще ли сразу восстановить железо из руды. Ведь именно так и поступали древние металлурги, которые получали размягченное горячее губчатое железо в сыродутных горнах. В последние годы эта точка зрения уже вышла из стадии риторических вопросов и опирается на совершенно реальные и даже осуществленные проекты. Получением железа непосредственно из руды, минуя доменный процесс, занимались еще в прошлом веке. Тогда этот процесс и получил название прямого восстановления. Однако до последнего времени он не нашел большого распространения. Во-первых, все предложенные способы прямого восстановления были малопроизводительными, а во-вторых, полученный продукт - губчатое железо - был низкокачественным и загрязненным примесями. И все же энтузиасты продолжали работать в этом направлении.

Положение коренным образом изменилось с тех пор, когда в промышленности начали широко использовать природный газ. Он оказался идеальным средством восстановления железной руды. Основной компонент природного газа - метан CH 4 разлагают окислением в присутствии катализатора в специальных аппаратах - реформерах по реакции 2СН 4 + O 2 → 2СО + 2Н 2 .

Получается смесь восстановительных газов - окиси углерода и водорода. Эта смесь поступает в реактор, в который подается и железная руда. Оговоримся сразу - формы и конструкции реакторов очень разнообразны. Иногда реактором служит вращающаяся трубчатая печь типа цементной, иногда - шахтная печь, иногда - закрытая реторта. Этим и объясняется разнообразие названий способов прямого восстановления: Мидрекс, Пурофер, Охалата-и-Ламина, СЛ-РН и т. д. Число способов уже перевалило за два десятка. Но суть их обычно одна и та же. Богатое железорудное сырье восстанавливается смесью окиси углерода и водорода.

Но что же делать с полученной продукцией? Из губчатого железа не только хорошего топора - хорошего гвоздя отковать нельзя. Как бы ни была богата исходная руда, чистого железа из нее все равно не получится. По законам химической термодинамики даже восстановить все содержащееся в руде железо не удастся; часть его все равно останется в продукте в виде окислов. И здесь на помощь нам приходит испытанный друг - электропечь. Губчатое железо оказывается почти идеальным сырьем для электрометаллургии. Оно содержит мало вредных примесей и хорошо плавится.

Итак, опять двухступенчатый процесс! Но это уже другой способ. Выгода схемы прямое восстановление - электропечь состоит в ее дешевизне. Установки прямого восстановления значительно дешевле и потребляют меньше энергии, чем доменные печи. Такая бездоменная технология сталеплавильного производства была заложена в проект Оскольского электрометаллургического комбината.

В нашей стране вблизи Старого Оскола сооружается большой металлургический комбинат, который будет работать именно по такой схеме. Его первая очередь уже введена в эксплуатацию. Заметим, что прямой переплав - не единственный способ применения губчатого железа в черной металлургии. Его можно также использовать вместо металлолома в мартеновских печах, конвертерах и электросталеплавильных печах.

Способ переплава губчатого железа в электропечах бурно распространяется и за рубежом, особенно в странах, располагающих большими запасами нефти и природного газа, т. е. в странах Латинской Америки и Ближнего Востока. Однако, уже исходя из этих соображений (наличия природного газа), пока нет еще оснований считать, что новый способ когда-нибудь полностью вытеснит традиционный двухступенчатый способ доменная печь - сталеплавильный агрегат.

Будущее железа

Железный век продолжается. Примерно 90% всех используемых человечеством металлов и сплавов - это сплавы на основе железа. Железа выплавляется в мире примерно в 50 раз больше, чем алюминия, не говоря уже о прочих металлах. Пластмассы? Но они в наше время чаще всего выполняют в различных конструкциях самостоятельную роль, а если уж их в соответствии с традицией пытаются ввести в ранг «незаменимых заменителей», то чаще они заменяют цветные металлы, а не черные. На замену стали идут лишь несколько процентов потребляемых нами пластиков.

Сплавы на основе железа универсальны, технологичны, доступны и в массе - дешевы. Сырьевая база этого металла тоже не вызывает опасений: уже разведанных запасов железных руд хватило бы по меньшей мере на два века вперед. Железу еще долго быть фундаментом цивилизации.

Желе́зо - элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

Простое вещество железо - ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Химические свойства простого вещества — железа:

Ржавление и горение в кислороде

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °С)

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2 ­

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н 2 SO 4 , при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (разб.) → FeSO 4 + H 2 ­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе 3+ :

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ­ + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 ­ + 3H 2 O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O= Nа 2 ↓+ Н 2

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо - сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.

Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд - перевод в оксидную руду:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2 ,800°С, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2 ,500-600°С, -CO 2)

б) сжигание кокса при горячем дутье:

С (кокс) + O 2 (воздух) →СO 2 (600-700°С) СO 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe 2 O 3 →(CO) (Fe II Fe 2 III)O 4 →(CO) FeO→(CO) Fe

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

Fе (т) →(C (кокс) 900-1200°С) Fе (ж) (чугун, t пл 1145°С)

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe 2 С и графит.

Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО 2 , SО 2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са 3 (РO 4) 2 и СаSiO 3 . Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (90°С) (электролиз)

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь - как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

Оксид железа(II) F еО . Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе 2+ O 2- . При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

4FеО ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fе (560-700 °С, 900-1000°С)

FеО + 2НС1 (разб.) = FеС1 2 + Н 2 O

FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O

FеО + 4NаОН =2Н 2 O + N а 4 F е O 3(красн .) триоксоферрат(II) (400-500 °С)

FеО + Н 2 =Н 2 O + Fе (особо чистое) (350°С)

FеО + С (кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO 2 (900°С)

4FеО + 2Н 2 O (влага) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 (300-500°С)

Получение в лаборатории : термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO 2 (490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 4 . Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик ), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение ). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe 3 O 4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (выше 1538 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (разб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 +10НNO 3 (конц.) =3Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 + O 2 (воздух) = 6Fе 2 O 3 (450-600°С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

магнетит.

Оксид железа(III) F е 2 О 3 . Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе 2 O 3 nН 2 О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

6Fе 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °С)

Fе 2 O 3 + 6НС1 (разб.) →2FеС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 N а F е O 2 (красн.) диоксоферрат(III)

Fе 2 О 3 + МО=(М II Fе 2 II I)O 4 (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 2 O+ 2Fе (особо чистое, 1050-1100 °С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СO 2 (400-600 °С)

Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °С)

4{Fе(NO 3) 3 9 Н 2 O} = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе 2 O 3 и лимонит Fе 2 O 3 nН 2 O

Гидроксид железа (II) F е(ОН) 2 . Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Fе(OН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С, в атм.N 2)

Fе(ОН) 2 + 2НС1 (разб.) =FеС1 2 + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (сине-зеленый) (кипячение)

4Fе(ОН) 2 (суспензия) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензия) +Н 2 O 2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

Получение : осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе 2+ + 2OH (разб.) = F е(ОН) 2 ↓

Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = F е(ОН) 2 ↓ + 2NH 4

Метагидроксид железа F еО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе 2 O 3 nН 2 O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН) 2 . Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН) 3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fе 2 O 3 . nН 2 O→(200-250 °С, — H 2 O ) FеО(ОН)→(560-700° С на воздухе, -H2O) →Fе 2 О 3

FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС1 3 + 2Н 2 O

FeO(OH)→Fe 2 O 3 . nH 2 O -коллоид (NаОН (конц.))

FеО(ОН)→N а 3 [ F е(ОН) 6 ] белый , Nа 5 и К 4 соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе III . В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь , или турнбуллева синь :

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К 3 Fе III - гексацианоферрат (III) калия

К 4 Fе III - гексацианоферрат (II) калия

КFе III - гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе 3+ является тиоцианат-ион NСS — , железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе 3+ + 6NСS — = 3-

Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.

Железо было известно еще в доисторические времена, однако широкое применение нашло значительно позже, так как в свободном состоянии встречается в природе крайне редко, а получение его из руд стало возможным лишь на определенном уровне развития техники. Вероятно, впервые человек познакомился с метеоритным Железом, о чем свидетельствуют его названия на языках древних народов: древнеегипетское "бени-пет" означает "небесное железо"; древнегреческое sideros связывают с латинским sidus (род. падеж sideris) - звезда, небесное тело. В хеттских текстах 14 века до н. э. упоминается о Железе как о металле, упавшем с неба. В романских языках сохранился корень названия, данного римлянами (например, франц. fer, итал. ferro).

Способ получения Железа из руд был изобретен в западной части Азии во 2-м тысячелетии до н. э.; вслед за тем применение Железа распространилось в Вавилоне, Египте, Греции; на смену бронзовому веку пришел железный век. Гомер (в 23-й песне "Илиады") рассказывает, что Ахилл наградил диском из железной крицы победителя в соревновании по метанию диска. В Европе и Древней Руси в течение многих веков Железо получали по сыродутному процессу. Железную руду восстанавливали древесным углем в горне, устроенном в яме; в горн мехами нагнетали воздух, продукт восстановления - крицу ударами молота отделяли от шлака и из нее выковывали различные изделия. По мере усовершенствования способов дутья и увеличения высоты горна температура процесса повышалась и часть Железа науглероживалась, то есть получался чугун; этот сравнительно хрупкий продукт считали отходом производства. Отсюда название чугуна "чушка", "свинское железо" - англ. pig iron. Позже было замечено, что при загрузке в горн не железной руды, а чугуна также получается низкоуглеродистая железная крица, причем такой двухстадийный процесс оказался более выгодным, чем сыродутный. В 12-13 веках кричный способ был уже широко распространен.

В 14 веке чугун начали выплавлять не только как полупродукт для дальнейшего передела, но и как материал для отливки различных изделий. К тому же времени относится и реконструкция горна в шахтную печь ("домницу"), а затем и в доменную печь. В середине 18 века в Европе начал применяться тигельный процесс получения стали, который был известен на территории Сирии еще в ранний период средневековья, но в дальнейшем оказался забытым. При этом способе сталь получали расплавлением металлической шихты в небольших сосудах (тиглях) из высокоогнеупорной массы. В последней четверти 18 века стал развиваться пудлинговый процесс передела чугуна в Железо на поду пламенной отражательной печи. Промышленный переворот 18 - начала 19 веков, изобретение паровой машины, строительство железных дорог, крупных мостов и парового флота вызвали громадную потребность в Железе и его сплавах. Однако все существовавшие способы производства Железа не могли удовлетворить потребности рынка. Массовое производство стали началось лишь в середине 19 века, когда были разработаны бессемеровский, томасовский и мартеновский процессы. В 20 веке возник и получил широкое распространение электросталеплавильный процесс, дающий сталь высокого качества.

Распространение Железа в природе. По содержанию в литосфере (4,65% по массе) Железо занимает второе место среди металлов (на первом алюминий). Оно энергично мигрирует в земной коре, образуя около 300 минералов (окислы, сульфиды, силикаты, карбонаты, титанаты, фосфаты и т. д.). Железо принимает активное участие в магматических, гидротермальных и гипергенных процессах, с которыми связано образование различных типов его месторождений. Железо - металл земных глубин, оно накапливается на ранних этапах кристаллизации магмы, в ультраосновных (9,85%) и основных (8,56%) породах (в гранитах его всего 2,7%). В биосфере Железо накапливается во многих морских и континентальных осадках, образуя осадочные руды.

Важную роль в геохимии Железа играют окислительно-восстановительные реакции - переход 2-валентного Железа в 3-валентное и обратно. В биосфере при наличии органических веществ Fe 3+ восстанавливается до Fe 2+ и легко мигрирует, а при встрече с кислородом воздуха Fe 2+ окисляется, образуя скопления гидрооксидов 3-валентного Железа. Широко распространенные соединения 3-валентного Железа имеют красный, желтый, бурый цвета. Этим определяется окраска многих осадочных горных пород и их наименование -"красноцветная формация" (красные и бурые суглинки и глины, желтые пески и т. д.).

Физические свойства Железа. Значение Железа в современное технике определяется не только его широким распространением в природе, но и сочетанием весьма ценных свойств. Оно пластично, легко куется как в холодном, так и нагретом состоянии, поддается прокатке, штамповке и волочению. Способность растворять углерод и других элементы служит основой для получения разнообразных железных сплавов.

Железо может существовать в виде двух кристаллических решеток: α- и γ-объемноцентрированной кубической (ОЦК) и гранецентрированной кубической (ГЦК). Ниже 910°С устойчиво α-Fe с ОЦК-решеткой (а = 2,86645Å при 20 °С). Между 910 °С и 1400°С устойчива γ-модификация с ГЦК-решеткой (а = 3,64Å). Выше 1400°С вновь образуется ОЦК-решетка δ-Fe (a = 2,94Å), устойчивая до температуры плавления (1539 °С). α-Fe ферромагнитно вплоть до 769 °С (точка Кюри). Модификации γ-Fe и δ-Fe парамагнитны.

Полиморфные превращения Железа и стали при нагревании и охлаждении открыл в 1868 году Д. К. Чернов. Углерод образует с Железом твердые растворы внедрения, в которых атомы С, имеющие небольшой атомный радиус (0,77Å), размещаются в междоузлиях кристаллической решетки металла, состоящей из более крупных атомов (атомный радиус Fe 1,26 Å). Твердый раствор углерода в γ-Fe называется аустенитом, а в α-Fe - ферритом. Насыщенный твердый раствор углерода в γ-Fe содержит 2,0% С по массе при 1130 °С; α-Fe растворяет всего 0,02- 0,04% С при 723 °С, и менее 0,01% при комнатной температуре. Поэтому при закалке аустенита образуется мартенсит - пересыщенный твердый раствор углерода в α-Fe, очень твердый и хрупкий. Сочетание закалки с отпуском (нагревом до относительно низких температур для уменьшения внутренних напряжений) позволяет придать стали требуемое сочетание твердости и пластичности.

Физические свойства Железа зависят от его чистоты. В промышленных железных материалах Железу, как правило, сопутствуют примеси углерода, азота, кислорода, водорода, серы, фосфора. Даже при очень малых концентрациях эти примеси сильно изменяют свойства металла. Так, сера вызывает так называемых красноломкость, фосфор (даже 10 -2 % Р) - хладноломкость; углерод и азот уменьшают пластичность, а водород увеличивает хрупкость Железа (т. н. водородная хрупкость). Снижение содержания примесей до 10 -7 - 10 -9 % приводит к существенным изменениям свойств металла, в частности к повышению пластичности.

Ниже приводятся физические свойства Железа, относящиеся в основном к металлу с общим содержанием примесей менее 0,01% по массе:

Атомный радиус 1,26Å

Ионные радиусы Fe 2+ 0,80Å, Fe 3+ 0.67Å

Плотность (20°C) 7 ,874 г/см 3

t кип около 3200°С

Температурный коэффициент линейного расширения (20°С) 11,7·10 -6

Теплопроводность (25°С) 74,04 вт/(м·K)

Теплоемкость Железа зависит от его структуры и сложным образом изменяется с температурой; средняя удельная теплоемкость (0-1000°С) 640,57 дж/(кг·К) .

Удельное электрическое сопротивление (20°С) 9,7·10 -8 ом·м

Температурный коэффициент электрического сопротивления (0-100°С) 6,51·10 -3

Модуль Юнга 190-210·10 3 Мн/м 2 (19-21·10 3 кгс/мм 2)

Температурный коэффициент модуля Юнга 4·10 -6

Модуль сдвига 84,0·10 3 Мн/м 2

Кратковременная прочность на разрыв 170-210 Мн/м 2

Относительное удлинение 45-55%

Твердость по Бринеллю 350-450 Мн/м 2

Предел текучести 100 Мн/м 2

Ударная вязкость 300 Мн/м 2

Химические свойства Железа. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d 6 4s 2 . Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивы соединения 2- и 3-валентного Железа). С кислородом Железо образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe 2 O 3 и оксид (II,III) Fe 3 O 4 (соединение FeO c Fe 2 O 3 , имеющее структуру шпинели). Во влажном воздухе при обычной температуре Железо покрывается рыхлой ржавчиной (Fe 2 O 3 ·nH 2 O). Вследствие своей пористости ржавчина не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и поэтому не предохраняет его от дальнейшего окисления. В результате различных видов коррозии ежегодно теряются миллионы тонн Железа. При нагревании Железа в сухом воздухе выше 200 °С оно покрывается тончайшей оксидной пленкой, которая защищает металл от коррозии при обычных температурах; это лежит в основе технического метода защиты Железа - воронения. При нагревании в водяном паре Железо окисляется с образованием Fe 3 O 4 (ниже 570 °С) или FeO (выше 570 °С) и выделением водорода.

Гидрооксид Fe(OH) 2 образуется в виде белого осадка при действии едких щелочей или аммиака на водные растворы солей Fe 2+ в атмосфере водорода или азота. При соприкосновении с воздухом Fe(OH) 2 сперва зеленеет, затем чернеет и наконец быстро переходит в красно-бурый гидрооксид Fe(OH) 3 . Оксид FeO проявляет основные свойства. Оксид Fe 2 O 3 амфотерен и обладает слабо выраженной кислотной функцией; реагируя с более основными оксидами (например, с MgO, она образует ферриты - соединения типа Fe 2 O 3 ·nMeO, имеющие ферромагнитные свойства и широко применяющиеся в радиоэлектронике. Кислотные свойства выражены и у 6-валентного Железа, существующего в виде ферратов, например K 2 FeO 4 , солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты.

Железо легко реагирует с галогенами и галогеноводородами, давая соли, например хлориды FeCl 2 и FeCl 3 . При нагревании Железа с серой образуются сульфиды FeS и FeS 2 . Карбиды Железа - Fe 3 C (цементит) и Fe 2 C (е-карбид) - выпадают из твердых растворов углерода в Железе при охлаждении. Fe 3 C выделяется также из растворов углерода в жидком Железе при высоких концентрациях С. Азот, подобно углероду, дает с Железом твердые растворы внедрения; из них выделяются нитриды Fe 4 N и Fe 2 N. С водородом Железо дает лишь малоустойчивые гидриды, состав которых точно не установлен. При нагревании Железо энергично реагирует с кремнием и фосфором, образуя силициды (например, Fe 3 Si и фосфиды (например, Fe 3 P).

Соединения Железа с многими элементами (О, S и другими), образующие кристаллическую структуру, имеют переменный состав (так, содержание серы в моносульфиде может колебаться от 50 до 53,3 ат.%). Это обусловлено дефектами кристаллической структуры. Например, в оксиде Железа (II) часть ионов Fe 2+ в узлах решетки замещена ионами Fe 3+ ; для сохранения электронейтральности некоторые узлы решетки, принадлежавшие ионам Fe 2+ , остаются пустыми.

Нормальный электродный потенциал Железа в водных растворах его солей для реакции Fe = Fe 2+ + 2e составляет -0,44 в, а для реакции Fe = Fe 3+ + 3e равен -0,036 в. Таким образом, в ряду активностей Железо стоит левее водорода. Оно легко растворяется в разбавленных кислотах с выделением Н 2 и образованием ионов Fe 2+ . Своеобразно взаимодействие Железа с азотной кислотой. Концентрированная HNO 3 (плотность 1,45 г/см 3) пассивирует Железо вследствие возникновения на его поверхности защитной оксидной пленки; более разбавленная HNO 3 растворяет Железо с образованием ионов Fe 2+ или Fe 3+ , восстанавливаясь до NH 3 или N 2 и N 2 O. Растворы солей 2-валентного Железа на воздухе неустойчивы - Fe 2+ постепенно окисляется до Fe 3+ . Водные растворы солей Железа вследствие гидролиза имеют кислую реакцию. Добавление к растворам солей Fe 3+ тиоцианат-ионов SCN- дает яркую кроваво-красную окраску вследствие возникновения Fe(SCN) 3 что позволяет открывать присутствие 1 части Fe 3+ примерно в 10 6 частях воды. Для Железа характерно образование комплексных соединений.

Получение Железа. Чистое Железо получают в относительно небольших количествах электролизом водных растворов его солей или восстановлением водородом его окислов. Постепенно увеличивается производство достаточно чистого Железо путем его прямого восстановления из рудных концентратов водородом, природным газом или углем при относительно низких температурах.

Применение Железа. Железо - важнейший металл современной техники. В чистом виде Железо из-за его низкой прочности практически не используется, хотя в быту "железными" часто называют стальные или чугунные изделия. Основная масса Железа применяется в виде весьма различных по составу и свойствам сплавов. На долю сплавов Железа приходится примерно 95% всей металлической продукции. Богатые углеродом сплавы (свыше 2% по массе) - чугуны, выплавляют в доменных печах из обогащенных железом руд. Сталь различных марок (содержание углерода менее 2% по массе) выплавляют из чугуна в мартеновских и электрических печах и конвертерах путем окисления (выжигания) излишнего углерода, удаления вредных примесей (главным образом S, P, О) и добавления легирующих элементов. Высоколегированные стали (с большим содержанием никеля, хрома, вольфрама и других элементов) выплавляют в электрических дуговых и индукционных печах. Для производства сталей и сплавов Железа особо ответственного назначения служат новые процессы - вакуумный, электрошлаковый переплав, плазменная и электронно-лучевая плавка и другие. Разрабатываются способы выплавки стали в непрерывно действующих агрегатах, обеспечивающих высокое качество металла и автоматизацию процесса.

На основе Железа создаются материалы, способные выдерживать воздействие высоких и низких температур, вакуума и высоких давлений, агрессивных сред, больших переменных напряжений, ядерных излучений и т. п. Производство Железа и его сплавов постоянно растет.

Железо как художественный материал использовалось с древности в Египте, Месопотамии, Индии. Со времен средневековья сохранились многочисленные высокохудожественные изделия из Железа в странах Европы (Англии, Франции, Италии, России и других) - кованые ограды, дверные петли, настенные кронштейны, флюгера, оковки сундуков, светцы. Кованые сквозные изделия из прутьев и изделия из просечного листового Железа (часто со слюдяной подкладкой) отличаются плоскостными формами, четким линейно-графическим силуэтом и эффектно просматриваются на световоздушном фоне. В 20 веке Железо используется для изготовления решеток, оград, ажурных интерьерных перегородок, подсвечников, монументов.

Железо в организме. Железо присутствует в организмах всех животных и в растениях (в среднем около 0,02%); оно необходимо главным образом для кислородного обмена и окислительных процессов. Существуют организмы (так называемые концентраторы), способные накапливать его в больших количествах (например, железобактерии - до 17-20% Железа). Почти все Железо в организмах животных и растений связано с белками. Недостаток Железа вызывает задержку роста и явления хлороза растений, связанные с пониженным образованием хлорофилла. Вредное влияние на развитие растений оказывает и избыток Железа, вызывая, например, стерильность цветков риса и хлороз. В щелочных почвах образуются недоступные для усвоения корнями растений соединения Железа, и растения не получают его в достаточном количестве; в кислых почвах Железо переходит в растворимые соединения в избыточном количестве. При недостатке или избытке в почвах усвояемых соединений Железа заболевания растений могут наблюдаться на значительных территориях.

В организм животных и человека Железо поступает с пищей (наиболее богаты им печень, мясо, яйца, бобовые, хлеб, крупы, шпинат, свекла). В норме человек получает с рационом 60-110 мг Железа, что значительно превышает его суточную потребность. Всасывание поступившего с пищей Железа происходит в верхнем отделе тонких кишок, откуда оно в связанной с белками форме поступает в кровь и разносится с кровью к различным органам и тканям, где депонируется в виде Железо-белкового комплекса - ферритина. Основное депо Железа в организме - печень и селезенка. За счет ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин, в мышцах - миоглобин, в различных тканях цитохромы и других железосодержащие ферменты. Выделяется Железо из организма главным образом через стенку толстых кишок (у человека около 6-10 мг в сутки) и в незначительной степени почками. Потребность организма в Железе меняется с возрастом и физическим состоянием. На 1 кг веса необходимо детям - 0,6, взрослым-0,1 и беременным - 0,3 мг Железа в сутки. У животных потребность в Железе ориентировочно составляет (на 1 кг сухого вещества рациона): для дойных коров - не менее 50 мг, для молодняка - 30-50 мг; для поросят - до 200 мг, для супоросных свиней - 60 мг.

Для установления подлинности соединений железа в ГФ описаны два метода (А и Б) идентификации ионов закисного железа (Fe 2+) и три (А, Б и В) ионов окисного железа (Fe 3+). Открытие закисного железа (метод А) основано на обработке исследуемого вещества разведенной хлористоводородной кислотой с целью перевода железа в ионизированное состояние и последующей обработке полученного раствора раствором феррицианида калия (красная кровяная соль). При этом образуется синий осадок. В основе этого метода открытия закисного железа лежат следующие реакции:

Феррицианид-ион окисляет закисное железо до окисного, а сам восстанавливается до ферроцианида. После этого в осадок выпадает синий пигмент переменного состава - Fe43·nK4·mH2O, где n = 0,3-0,8; m = 12-24; упрощенно - KFe (берлинская лазурь, турнбулевая синь, парижская синяя).

Следует отметить, что этот же синий пигмент получается при открытии окисного железа по методу А при действии раствора ферро- цианида калия (желтая кровяная соль) на раствор соли окисного железа, как это отражено в уравнении выше. Осадок берлинской лазури нерастворим в разведенных минеральных кислотах, поэтому его получение осуществляют в кислой среде. Интересно отметить, что ионы Fe 2+ с ферроцианидом калия (K 4 ) образуют белый осадокFe 2 , который легко окисляется различными окислителями (KBrO 3 , K 2 Cr 2 O 7) в кислой среде и превращается в берлинскую лазурь. Ионы Fe 3+ с феррицианидом калия (K 3 ) осадка не дают, но раствор приобретает темно-бурую окраску. Фармакопейные методы открытия ионов Fe 2+ и Fe 3+ , основанные на образовании берлинской лазури при действии соответственно K3 и K4, позволяют различать эти ионы, но с их помощью сложно отличить препарат закисного железа, содержащий примесь окисного железа, от препарата окисного железа, содержащего примесь закисного железа. В связи с этим на окисное железо в ГФ приводится также метод Б, основанный на реакции образования роданидов железа, окрашивающих раствор в красный цвет. Константы устойчивости роданидных комплексов невелики, поэтому для определения требуется высокая концентрация лиганда. В растворе образуется ряд комплексов, различающихся по максимуму поглощения и его интенсивности.

В зависимости от концентрации роданид-иона образуются комплексы различного состава с координационным числом по роданид- иону от 1 до 6:

Это одна из наиболее специфичных реакций на окисное железо. Следует иметь в виду, что она не всегда положительна, так как ряд веществ, образующих более прочные комплексы с Fe 3+ , чем роданид- ион, мешает появлению окраски. К таким веществам относятся фосфорная, щавелевая, винная, лимонная кислоты и их соли.

Общим реактивом для открытия ионов железа в степени окисления +2 и +3 является сульфид аммония. В обоих случаях выпадают черные осадки сульфидов железа. Некоторое различие можно заметить при растворении этих осадков в минеральных кислотах: при растворении сульфида закисного железа образуется прозрачный бесцветный раствор, а при растворении сульфида окисного железа получается мутноватый раствор вследствие образования серы. Сера частично присутствует в осадке сульфида окисного железа, а частично образуется при окислении сероводорода ионом Fe 3+ :

FeS + 2HCl → H2S + FeCl2

Fe2S3 + 4HCl → 2FeCl2 + 2H2S + S↓

Рассмотренные методы определения железа позволяют открыть его лишь в препаратах, содержащих простые соли железа, растворимые в воде, например железа закисного сульфат, железа закисного лактат, ферамид и др. Препараты, представляющие собой прочные комплексные соединения железа (ферроцерон, оксиферрискарбон натрия) или нерастворимые в воде (таблетки «Каферид»), предварительно минерализуют с целью перевести железо в раствор.

Выполнение реакций

Общая реакция на закисное и окисное железо.

К раствору соли закисного или окисного железа (около 0,02 г иона железа) прибавляют раствор сульфида аммония; образуется черный осадок, растворимый в разведенных минеральных кислотах.

Открытие закисного железа.

К 2 мл раствора соли закисного железа (около 0,02 г иона железа) прибавляют 0,5 мл разведенной хлористоводородной кислоты и 1 мл раствора феррицианида калия; образуется синий осадок.

Открытие окисного железа.

А. К 2 мл раствора соли окисного железа (около 0,001 г иона железа) прибавляют 0,5 мл разведенной хлористоводородной кислоты и 1-2 капли раствора ферроцианида калия; образуется синий осадок.

Б. К 2 мл раствора соли окисного железа (около 0,001 г иона железа) прибавляют 0,5 мл разведенной хлористоводородной кислоты и 1- 2 капли раствора роданида аммония; появляется красное окрашивание.

§2. Открытие иона цинка, Zn 2+

Для обнаружения иона цинка в ГФXI приводятся два метода. В основе первого метода лежит реакция образования сульфида цинка. Осаждение сульфида цинка происходит из растворов, рН которых лежит в зоне 2-9. При рН <2 сульфид цинка не образуется; при рН >9 образуется тетрагидроксоцинкат-ион 2– В связи с этим неясным является требование ГФ относительно реакции исходного раствора соли цинка (он должен быть нейтральным). Если растворить сульфат цинка в воде, раствор, естественно, будет слабокислым из-за гидролиза соли.

Есть несколько препаратов цинка, нерастворимых в воде, например цинка окись; цинковая соль ундециленовой кислоты, входящая в состав препаратов «Ундецин», «Цинкундан». Перевод цинка в раствор из этих препаратов может быть осуществлен при обработке препаратов либо разведенной хлористоводородной кислотой, либо раствором едкого натра, однако сульфид цинка из полученных растворов не осаждается, поскольку рН их находится вне допустимой зоны. Такие растворы необходимо предварительно нейтрализовать. После этого можно и нужно добавить к предварительно нейтрализованному раствору разведенную уксусную кислоту и далее раствор сероводорода или сульфида натрия.

Второй метод основан на реакции иона цинка с ферроцианидом калия, который образует с ним белый осадок двойной соли гексацианоферрата (II) цинка и калия следующего состава:

3Zn 2+ + 2K4 → K2Zn32↓ + 6K+

Этот метод удобен тем, что позволяет открыть цинк в сильнокислых растворах. Однако из щелочных растворов цинк не осаждается при действии ферроцианида калия. При действии растворов едких щелочей осадок двойной соли гексацианоферрата (II) цинка и калия растворяется:

K 2 Zn 3 2 + 12OHˉ → 24– + 32– + 2K+

Выполнение реакций

А. К 2 мл нейтрального раствора соли цинка (0,005-0,02 г иона цинка) прибавляют 0,5 мл раствора сульфида натрия или сероводорода; образуется белый осадок, нерастворимый в разведенной уксусной кислоте и легкорастворимый в разведенной хлористоводородной кислоте.

Б. К 2 мл раствора соли цинка (0,005-0,02 г иона цинка) прибавляют 0,5 мл раствора ферроцианида калия; образуется белый осадок, нерастворимый в разведенной хлористоводородной кислоте.

§3. Открытие ионов серебра, Ag +

При действии сероводорода и сульфида аммония на раствор, содержащий ионы серебра, осаждается черного цвета сульфид серебра Ag2S. Сульфид серебра образуется также при действии сероводорода на металлическое серебро в присутствии кислорода воздуха, но эта реакция протекает очень медленно:

4Ag + 2H2S + О2 = 2Ag2S ↓ + 2H2O.

Из-за очень малой растворимости Ag2S и низкого потенциала системы Ag2S/2Ag сульфид серебра может образоваться также в отсутствие кислорода воздуха:

2Ag + H2S = Ag2S ↓ + H2.

Сульфид серебра не растворяется в растворах сульфидов и полисульфидов щелочных металлов. Не растворяется он и в растворах минеральных кислот, за исключением азотной кислоты:

3Ag2S + 8HNO3 = 6AgNO3 + 2NO + 3S + 4H2O.

Однако вследствие образования комплексных соединений AgSH, Ag(SH)2- и Ag2S(SH)22- растворимость Ag2S в минеральных кислотах заметно увеличивается. Предел обнаружения серебра - 1 мкг. Ионы Cu2+, Hg2+, Bi3+, Sn (II , IV), образующие сульфиды в сильнокислых растворах, мешают обнаружению серебра.

Хлориды, бромиды и йодиды щелочных металлов. При взаимодействии с ионами серебра они образуют творожистый осадок AgCl, AgBr и Agl белого, бледно-желтого и желтого цвета соответственно. С увеличением концентрации ионов Сl-, Вг- и I- растворимость галогенидов серебра увеличивается из-за образования комплексных соединений.Преимущественно образуются AgX 2– и AgX 4 3– в небольших количествах образуются также AgX 3 2– . Хлорид серебра растворяется в растворе аммиака и карбоната аммония, так как в результате кислотно-основных реакций он содержит достаточное количество аммиака:

AgCl + 2NH 3 = Ag(NH 3) 2 Cl

NH4+ + H 2 O = NH 3 + Н 3 О+,

СО 3 2– + Н 2 О = НСО 3 - + ОН-.

Йодид серебра в NH 3 нерастворим, бромид серебра растворяется частично, что находится в соответствии с величинами произведений растворимости. Все галогениды серебра легко растворяются в растворах цианида калия или тиосульфата натрия, так как образующиеся цианидные и тиосульфатные комплексы серебра значительно устойчивее аммиачных.

Рисунок 1. Кристаллы Ag(NH3)2Cl

При медленной кристаллизации из аммиачных растворов выпадает Ag(NH 3) 2 Cl в виде мелких характерных кристаллов - шестиугольников, треугольников и звездочек (рис.1). Предел обнаружения серебра микрокристаллоскопической реакцией - 5 мкг. Свинец и ртуть мешают. При выполнении реакции в пробирке предел обнаружения серебра - 10мкг.

Выполнение реакции.

1. К 1-2 каплям раствора, содержащего ионы серебра, добавляют 1-2 капли 30%-ного раствора уксусной кислоты и 1-2 капли раствора сульфида аммония. Образуется черный осадок сульфида серебра.

2. К 2-3 каплям испытуемого раствора, подкисленного азотной кислотой, добавляют 2-3 капли 2 М раствора НСl. Образуется аморфный белый осадок. Его центрифугируют, промывают водой и обрабатывают 2-3 каплями концентрированного раствора NH3. Каплю полученного раствора помещают на предметное стекло. Через некоторое время после испарения растворителя образуются характерные кристаллы Ag(NH3)2Cl.

Обнаружение катионов ртути (I), Hg 1+. Ртуть в степени окисления + 1 существует в виде иона Hg22+.

При добавлении сульфид-иона к раствору, содержащему ионы Hg 2 2+ , образуется черный осадок, состоящий из HgS и Hg: Ртуть в степени окисления + 1 существует в виде иона Hg22+.

Поскольку ионы Hg 2+ образуют малорастворимые и малодиссоции рованные соединения с большинством лигандов, возможно диспропорционирование Hg 2 2+ , как это и наблюдается при взаимодействии с сульфид-ионами. Предел обнаружения ртути - 5 мкг.

При действии аммиака на Hg 2 Cl 2 образуется черный осадок, состоящий из Hg и HgNH2Cl или его смеси с Hg 2 NH 2 Cl H2O:

Предел обнаружения ртути - 20 мкг.

Для обнаружения Hg 2 2+ можноиспользовать реакцию образования каломели Hg 2 Cl 2 , способной люминесцировать оранжево-красным светом в ультрафиолетовом свете. Предел обнаружения ртути - 0,005 мкг. Реакции не меш ают 200-кратные количест ва Сu, Pb, Ag, Sn (II), Bi. Интенсивность свечения каломели значительно снижается в присутствии Hg (II) , металлической ртути и оксида азота (IV).

Выполнение реакции

1. К 3-4 каплям раствора Hg 2 (NO 3) 2 добавляют 2-3 капли раствора сульфида аммония. Образуется черный осадок.

2. К 3-4 каплям раствора Hg 2 (NO 3) 2 добавляют 3-4 капли 2М соляной кислоты. Образуется белый осадок Hg 2 Cl 2. Отцентрифугировав осадок, его обрабатывают 3-4 каплями 25%- ного раствора NH3. Осадок мгновенно чернеет, образуется смесь Hg и HgNH 2 Cl.

3. Люминесцентная реакция. На предметное стекло наносят каплю раствора, содержащего ионы ртути (I), и каплю 2М раствора НСl. Наблюдают оранжево-красное свечение каломели в ультрафиолетовом свете.

§4. Открытие иона ртути, Hg 2+

Обнаружение катиона ртути (II) Hg 2+ . Ионы ртути (II) 2+ в водных растворах бесцветны. Все соединения ртути (II) сильно ядовиты, поэтому при работе с ними следует принимать меры предосторожности!

Поскольку в медицинской практике находят применение препараты только окисной ртути (Hg2+), в ГФ описаны методы идентификации только ртути окисной. В основе рассматриваемых методов лежат характерные для окисной ртути реакции. Нерастворимые в воде препараты ртути предварительно обрабатывают разведенной хлористоводородной кислотой с целью перевода ртути в ионизированное состояние. При подщелачивании полученного раствора выпадает желтый осадок окиси ртути (II):

При постепенном добавлении к раствору соли окисной ртути раствора калия йодида сначала выпадает красный осадок йодида ртути (II), который при добавлении избытка реактива растворяется с образованием бледно-желтого, почти бесцветного раствора комплексной соли тетрайодмеркуроата калия:

Оба метода высокоспецифичны, просты и надежны в исполнении. Ртутьсодержащие растворы после работы сливают в специально подготовленные склянки.

B кислых растворах (6-7 М НСl) образуют черный осадок сульфида HgS. Имеются три модификации сульфида ртути: красная форма, имеющая искаженную решетку хлорида натрия с зигзагообразными цепями Hg-S- Hg, идентичная минералу киноварь; черная форма, встречающаяся в виде минерала метациннобарита, имеющая структуру цинковой обманки; киноварь, которая образуется при действии тиосульфата натрия на нейтральный раствор хлорида ртути (II).

При медленном пропускании H2S в кислые растворы соли ртути можно наблюдать образование промежуточных продуктов; белого, серого, желтого или буроватого цветов состава HgmClnSx(Hg3Cl2S2). Обычно из кислых растворов солей ртути осаждается сульфид HgS в виде черного осадка. Произведение растворимости HgS(черн) равно 1,5 10-52, однако его растворимость на самом деле значительно больше из-за побочных реакций, протекающих в растворе с образованием соединений H2S, HS-,. Hg(OH)+ и Hg(OH)2. Черный сульфид при нагревании или при действии щелочных растворов полисульфидов превращается в красную форму.

Сульфид ртути растворим в царской водке; в соляной кислоте он растворяется только в присутствии окислителей (например, пероксида водорода) или комплексообразующих ионов. Чувствительность обнаружения ртути с сульфид-ионом зависит от кислотности анализируемого раствора. Например, предел обнаружения ртути в сильнокислых растворах-10 мкг. Из растворов с концентрацией 6-7М НСl вместе со ртутью осаждаются сульфиды мышьяка (V) и меди (II).

Йодид калия при взаимодействии с ионами ртути (II) осаждает красный осадок HgI2. Имеются две модификации иодида ртути (II): красная и желтая. Красная модификация при нагревании до 150°С переходит в желтую. Йодид ртути кристаллизуется в слоистых решетках. Осадок HgI 2 растворяется в избытке йодида калия, в растворах тиосульфата или цианида с образованием устойчивых комплексных ионов. В водных растворах ионы Hg 2+ с галогенид-, цианид-, тиосульфат-ионами и другими анионами образуют комплексы типа HgX+, HgX2, HgX3-, HgX42-,. При более высоких содержаниях ртути в растворе образуются полиядерные комплексные соединения. Если одновременно в растворе присутствует несколько анионов разных по природе, то образуются смешаннолигандные комплексы HgXnYi, например HgClBr, HgBr 2 I-, HgI 2 Br 2 2– и др.

При действии NH3 или ионов аммония и концентрированного раствора щелочи на раствор, содержащий комплексные ионы HgI 4 2– , выпадает характерный красно-бурый осадок:

Эту реакцию под названием реакции Несслера используют для обнаружения Hg 2+ и NH 4 + . Предел обнаружения ртути - 5 мкг.

Реакция с щелочами Hg 2+ + 2 ОН – = HgО (желтый) + Н 2 О. Осадок HgO растворяется в азотной кислоте, в растворах хлоридов и иодидов щелочных металлов с образованием соответственно Hg(NO 3) 2 , HgCl 2 и комплекса 2– :

HgO + 2 HNO 3 - Hg(NO 3) 2 + H 2 O

HgO +2 Cl – + H 2 O - HgCl, + 2 OH –

HgO +4 I – + H 2 O - 2– + 2 OH –

Выполнение реакции.

1. К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы ртути (II) , добавляют 3-4 капли концентрированной НСl и 3-4 капли раствора сульфида аммония. Полученный раствор нагревают в водяной бане. Образуется черный осадок HgS. Осадок центрифугируют, часть его переносят B другую пробирку и растворяют в царской водке. Оставшуюся часть осадка растворяют в смеси НСl и KI.

2. К 1-2 каплям раствора, содержащего ионы ртути (II), добавляют раствор KI по каплям до образования осадка HgI2 и избыток до растворения осадка и образования HgI 4 2– . К полученному раствору добавляют 1-2 капли раствора NH 4 Cl и 1-2 капли 30%-ного раствора КОН. Образуется красно-бурый осадок.

3. К 4 каплям раствора соли окисной ртути прибавляют 1 каплю едкого натра. Образуется желтый осадок.

§5. Обнаружение катионов марганца (II), Mn 2+

Висмутат натрия, оксид свинца (IV), персульфат аммония в азотнокислой среде при нагревании быстро окисляют ионы марганца (II) до марганцевой кислоты НМnО4, имеющей характерную красно-фиолетовую окраску:

Окисление персульфатом аммония проводят в присутствии катализатора ионов серебра (I), которые окисляются персульфатом аммония до ионов серебра (II)

Висмутат натрия окисляет ионы марганца (II) в отличие от других окислителей без нагревания. Обнаружению марганца мешают восстановители, в том числе хлорид-ион и большие количества иона марганца (II) . Предел обнаружения марганца - 2 мкг.

Выполнение реакции

1) К капле раствора нитрата или сульфата марганца прибавляют каплю концентрированной азотной кислоты, 3-4 капли воды и немного твердого висмутата натрия. Раствор окрашивается в малиновый цвет.

2) К 5-6 каплям раствора (NH4)2S2O8 прибавляют каплю 2М раствора H2SO4, 1-2 капли концентрированной Н3РО4 (фосфорная кислота стабилизирует ионы MnO-4 и препятствует их разложению), 1-2 капли раствора AgNO3 и нагревают. В нагретую окислительную смесь вносят при помощи стеклянной палочки минимальное количество раствора, содержащего ионы Mn 2+ и не содержащего хлорид-ионы, перемешивают и наблюдают красно-фиолетовую окраску раствора.

§6. Обнаружение катионов меди (II) Сu 2+

В ГФ используются следующие методы обнаружения ионов меди (II).

Реакция восстановления меди (II) металлами до металлической меди – Реакцию дают металлы, расположенные в ряду напряжений металлов левее меди.

Cu 2+ + Zn = Сu + Zn 2+

Сu 2+ + Fe = Сu + Fe 2+

3 Сu 2+ +2 А1 = 3 Сu +2 А1 3+

Гексацианоферрат (II) калия при рН ≤ 7 осаждает ионы меди в виде красно-бурого осадка Cu 2 Fe(CN) 6 , который растворим в аммиаке с образованием аммиакатов меди. Предел обнаружения меди –10 мкг. Проведению реакции мешают ионы Fe 3+ , Ni 2+ , Co 2+ , образующие с реагентом цветные осадки. Поэтому указанные ионы предварительно отделяют или связывают в устойчивые растворимые комплексные соединения. При очень малых концентрациях меди осадок не выпадает, но раствор окрашивается в розовый цвет.

Аммиак при взаимодействии с ионами меди сначала осаждает основные соли переменного состава зеленого цвета, легко растворимые в избытке реагента. При рН >9 образуются аммиачные комплексы меди интенсивно-синего цвета: Cu(NH 3)(H 2 O) 5 2+ ; Cu(NH 3) 4 (H 2 O) 2 2+ . Предел обнаружения меди - 40 мкг.

Тетрароданомеркуриат (II) аммония в уксуснокислой среде с ионами меди в присутствии ионов цинка образует изоморфные кристаллы фиолетового цвета CuHg(SCN)4 и ZnHg(SCN) 4 (рис. 2). Чтобы эта реакция удалась, необходимо брать очень разбавленный раствор соли меди, иначе вместо фиолетового выделяется желтовато-зеленый осадок CuHg(SCN)4.

Рисунок 2. . Кристаллы CuHg(SCN)4 (a), CuIIg(SCN)4 и ZnHg(SCN)4изоморфные кристаллы (б)

Предел обнаружения меди – 2 мкг. Ионы Fe3+, Co2+, Ni2+ должны отсутствовать, так как они образуют окрашенные соединения с реагентом. Реакцию на медь можно выполнить в пробирке или как микрокристаллоскопическую. На рис. изображены кристаллы соединения CuHg(SCN)4. Если обнаружение меди проводить микрокристаллоскопическим методом с использованием соединения CuHg(SCN)4, можно обнаружить только 5 мкг.

Соляная кислота в присутствии пиридина и 2-пиколина с ионами Сu (I) образует комплексы состава CuPyCl и Сu(Ру)зСl, где Ру – пиридин или пиколин. Это соединение при минус 196°С интенсивно люминесцирует желтым цветом. Ионам Сu (I) , подобно Ag+ и Аu+ (электронная конфигурация nd10), свойственна собственная люминесценция. Она обусловлена электронными переходами между энергетическими уровнями самого иона металла.

Реакцию обнаружения меди по ее люминесценции можно проводить капельным методом на фильтровальной бумаге. Предел обнаружения меди – 0,06 мкг. Не мешают обнаружению меди 100-кратные количества Cd, Co, Zn, Ni, Fe(II, III) , Mn, Cr. Остальные катионы, за исключением Pb2+, Bi3+, Sb(III), в любых количествах не мешают обнаружению меди.

Выполнение реакции

1. К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы меди (II) (рН ≤ 7), прибавляют 1-2 капли раствора реагента. Образуется красно-бурый осадок.

2. К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы меди (I I) , добавляют большой избыток раствора аммиака до рН>9. Появление интенсивно-синего цвета раствора указывает на присутствие меди.

3. А) К 1-2 каплям раствора, содержащего ионы меди (I I) , на предметном стекле (или в пробирке) прибавляют 2-3 капли 1%-ного раствора ацетата или сульфата цинка и 1-2 капли раствора реагента. Смесь перемешивают стеклянной палочкой. В присутствии меди появляется фиолетовый осадок.

Б) К капле раствора соли меди на предметном стекле прибавляют каплю 30%-ного раствора СН3СООН и каплю раствора реагента. Образуются характерные (в виде игольчатых звездочек) кристаллы желтовато-зеленого цвета CuHg(SCN)4, которые рассматривают под микроскопом.

4. Люминесцентная реакция. На фильтровальную бумагу наносят каплю раствора, содержащего ионы меди (I I) , прибавляют каплю 0,06М раствора аскорбиновой кисло ты в насыщенном растворе NaCl или КСl и каплю 0,01 М раствора пиридина (пиколина) в этаноле. Бумагу с влажным пятном пинцетом помещают в сосуд Дьюара с жидким азотом на 20-30с. В ультрафиолетовом свете наблюдают ярко-желтую люминесценцию замороженного пятна.

5. Поместите одну каплю раствора медного купороса на железную или цинковую пластинку. Наблюдайте образование красного налета свободной меди.

§7. Обнаружение катиона кадмия, Cd 2+ .

Сероводород или сульфиды щелочных металлов при рН~0,5 образуют с ионами кадмия желтый осадок сульфида кадмия. Осадок не растворим в сульфиде и гидроксиде натрия, но растворим в концентрированных соляной и азотной кислотах:

Предел обнаружения кадмия-100 мкг. Мешают ионы металлов, образующие в этих условиях нерастворимые сульфиды Сu2+, Hg2+, Bi3+, Sn(I I, IV), Sb(III, V) и др.

Дифенилкарбазид I в нейтральных и слабокислых растворах образует с ионами кадмия сине-фиолетовое окрашивание или красно- фиолетовый осадок; при этом, по-видимому, образуется комплексное соединение состава II с дифенилкарбазоном, который является продуктом окисления днфенилкарбазида:

Предел обнаружения кадмия - 100 мкг. Мешающее влияние ионов меди (I I) , ртути (I I) , свинца устраняют йодидом или тиоцианатом.

8-(Бензолсульфониламино)хинолин I или 8-(n-толуолсульфониламино)хинолин II с ионами кадмия при рН~8 образует комплексное соединение III , флуоресцирующее ярко-зеленым светом:

Интенсивность свечения максимальна через 1-2 мин.

Люминесцентную реакцию на кадмий можно проводить в пробирке или на фильтровальной бумаге. Предел обнаружения с I (0,03 мкг) ниже, чем со II (0,05 мкг). Уменьшают интенсивность свечения Fe(II, III) , Co, Ni, Мп, Сu. Влияние этих катионов устраняют экстракцией соединения кадмия хлороформом. Флуоресцирующие соединения в условиях обнаружения кадмия образует цинк, но интенсивность свечения в 10 раз меньше, чем соединений кадмия.

Тиоцианат аммония (калия) в уксуснокислом растворе при рН4-5 с ионами кобальта (II) образует окрашенные синий цвет комплексные соединения различного состава общей формулы Co (N CS)n(2-n)+ , где n = 1, 2, 3, 4. Кислород содержащие растворители (эфир, ацетон, изоамиловый спирт) экстрагируют темно-синие малоустойчивые комплексы кобальта, по-видимому, состава Co(NCS)42-. Для понижения диссоциации комплексных соединений необходимо вводить большой избыток тиоцианата. Предел обнаружения кобальта - 3 мкг.

Обнаружению кобальта мешают ионы железа (III) , которые с NCS- образуют окрашенные в красный цвет комплексные соединения; различного состава. Комплекс Fe(NCS)3 экстрагируется теми же органическими растворителями, что и комплексы кобальта. Мешающее действие ионов железа (III) устраняют добавление фторид-ионов, образующих с ионами железа (III) бесцветное устойчивое комплексное соединение.

Нитрит калия в уксуснокислом растворе при рН 4-5 образует с ионами кобальта (III) желтый осадок:

Со(СН3СОО)2+7KNO2+2СН3СООН=K3Co(NO2)6+NO+H2O+4CH3COOK.

В разбавленных растворах осадок образуется при нагревании и стоянии. Эта реакция часто используется для отделения кобальта от мешающих ионов. Предел обнаружения кобальта - 0,4 мкг.

Микрокристаллоскопическая реакция основана на образовании (~0,5М НСl) ярко-синих кристаллов малорастворимого соединения CoHg(SCN)4 при действии на раствор соли кобальта (II) раствора тетрароданомеркуриата(II) аммония (рис.). Предел обнаружения кобальта понижается в присутствии ионов цинка из-за образования из о морфных кристаллов ZnH g(SCN)4 и CoHg(SCN)4. Предел обнаружения кобальта - 0,1 мкг. Многие ионы Аg + , Pb 2+ , Cd 2+ , Zn 2+ , Fe 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Sn(II) осаждаются реагентом, однако синие розетки или иглы кристаллов соединения кобальта различимы под микроскопом даже в присутствии значительных количеств посторонних ионов. Ионы железа (III) маскируют фторид-ионами.

Рисунок 3. Кристаллы CoHg(SCN)4

Акваионы кобальта (II) октаэдрической структуры [Со(Н 2 О) 6 ] 2+ окрашены в розовый цвет, поэтому разбавленные водные растворы солей кобальта (II) также имеют розовую окраску. Однако при выпаривании водных растворов Со 2 их окраска меняется на синюю, характерную для комплексов кобальта (II) тетраэдрической структуры. Соединения Со(П) легко окисляется до соединений Со (III), причем в ряде случаев - уже кислородом воздуха (растворенным в воде), что необходимо;учитывать при проведении качественных реакций на кобальт (II). В водных растворах кобальт (II) и кобальт (III) присутствуют исключительно в форме комплексных соединений. Комплексы Со(Ш) устойчивее комплексов Со (II).

Выполнение реакции.

1. К 1-2 каплям раствора, содержащего ионы кадмия, прибавляют каплю раствора сульфида натрия, выпадает желтый осадок.

2. На фильтровальную бумагу наносят каплю насыщенного раствора дифенилкарбазида, каплю исследуемого раствора и держат ее 2-3мин над склянкой с концентрированным раствором аммиака, появляется сине-фиолетовое окрашивание. В присутствии мешающих ионов предварительно к насыщенному этанольному раствору реагент добавляют кристаллический KNCS и KI до насыщения. Этим раствором пропитывают фильтровальную бумагу и высушивают. Далее проводят реакцию, как указано выше.

3. Люминесцентная реакция.

1) В пробирке к 2-3 каплям раствора, содержащего ионы кадмия, добавляют 2-3 капли 25%-ного раствора аммиака (рН~8), 3-5 капель 0,01%-ного этанольного (ацетонового) раствора реагента I или II . Через 1-3 мин наблюдают зеленую флуоресценцию в ультрафиолетовом свете. Если необходимо, проводят экстракцию при рН~8, прибавляя к, анализируемому раствору 1 мл хлороформа. Экстрагируют в течение 1-2 мин и наблюдают зеленое свечение экстракта.

2) На фильтровальную бумагу наносят каплю исследуемого раствора, каплю 25%-ного раствора аммиака и каплю 0,01%-ного этанольного (ацетонового) раствора реагента. В ультрафиолетовом свете наблюдают зеленую флуоресценцию образовавшегося пятна.

4. К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы кобальта (II), добавляют твердый тиоцианат аммония (калия), твердый фторид аммония, 5-7 капель изоамилового спирта и встряхивают. Слой изоамилового спирта окрашивается в синий цвет.

5. К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы кобальта (II), добавляют 2 капли 2 М раствора CH3CОOH, 2 капли раствора ацетата натрия и твердый нитрит калия. Смесь нагревают несколько минут на водяной бане. Образуется желтый осадок.

§8. Обнаружение катиона никеля (II) Ni 2+

Диметилглиоксим образует с ионами никеля (II) в интервале рН 5-10 малорастворимое в воде комплексное соединение характерного ало-красного цвета структуры II:

Предел обнаружения никеля – 3,2 мкг.

С диметилглиоксимом образуют комплексные соединения также ионы меди (II) (оранжево-желтого цвета), железа (II) (красноватого цвета), кобальта (II) (коричнево-красного цвета). Устойчивость их комплексных соединений изменяется в ряду Fe

Аквокомплексы никеля (II) 2+ окрашены в зеленый цвет, поэтому водные растворы солей никеля (II) имеют зеленую окраску. В растворе никель (II) присутствует только в форме комплексных соединений.

Выполнение реакции.

1) К 1-2 каплям раствора, содержащего ионы никеля (II), добавляют 1-2 капли 1%-ного этанольного раствора диметилглиоксима и 1-2 капли 2 М раствора аммиака. Образуется характерный ало-красный осадок.

2) Обнаружение в присутствии ионов Fe 3+ , Со 2+ и Сu 2+ . На бумагу, пропитанную диметилглиоксимом, наносят последовательно каплю исследуемого раствора, каплю насыщенного раствора тартрата натрия. Бумагу затем погружают в разбавленный раствор аммиака, где ее осторожно приводят в движение. Окрашенные диметилглиоксиматы кобальта и меди растворяются, на бумаге остается красное пятно диметилглиоксимата никеля.

§9. Обнаружение ионов хрома (III), Cr 3+

Пероксид водорода в щелочной среде окисляет Сr(III) до Сr (VI):

Образуется желтый раствор хромата натрия. При действии на растворы хроматов пероксида водорода в зависимости от условий опыта образуются разнообразные пероксокомплексы хрома, например голубой CrO(O2)2Х (I) (Х - молекулы воды или кислородсодержащего органического растворителя) и фиолетовый, вероятно, состава СrО(О2)2ОН – (II). Эти комплексы имеют форму пентагональной пирамиды с атомом кислорода в вершине

Голубой CrO(O2)2Х образуется при обработке кислого раствора бихромата пероксидом водорода:

Производные СrО(О2)2ОН- образуются при действии Н2О2 на нейтральные растворы бихроматов:

В водных растворах пероксидные соединения хрома неустойчивы; они устойчивы в органических растворителях (диэтиловом эфире, амиловом спирте и др.):

Предел обнаружения хрома - 10 мкг. Реакция селективна для хрома. Ванадий мешает обнаружению хрома при отношении V:Cr =5:l.

Этилендиаминтетраацетат натрия (ЭДТА) I с ионами хрома (III) при рН 4-5 образует комплексное соединение фиолетового цвета состава CrY – , где Y 4– - анион ЭДТА, со структурой II

При комнатной температуре реакция идет очень медленно, так как аквакомплексы хрома Сr(Н 2 О) 6 инертны. Период полуобмена молекул воды τ1/2 в гексааквакомплексах хрома равен 50ч. При нагревании скорость реакции образования комплексов хрома с ЭДТА увеличивается. При рН 7-9 образуются комплексы состава Cr(OH)Y 2– и фиолетовая окраска комплекса CrY – при подщелачивании раствора переходит в синюю:

Окрашенные комплексные соединения ЭДТА образует с катионами, обладающими хромофорными свойствами (Fe 3+ , Cu 2+ , Co 2+ , Ni 2+), поэтому они могут мешать обнаружению хрома (III). Так, ионы Fe 2+ в большой концентрации мешают обнаружениюхрома, так как образуют с ЭДТА более устойчивое комплексное соединение светло-желтого цвета и вследствие этого фиолетовая окраска соединения хрома лохо идна. При больших избытках Со 2+ и Ni 2+ может появиться фиолетовая окраска, похожая на окраску комплексного соединения хрома. Оксалат- и цитрат-ионы мешают обнаружению хрома.

Выполнение реакции

К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы хрома (III), добавляют по каплям 2М раствор NaOH до образования осадка гидроксида хрома и далее до его растворения и образования гидроксокомплексов. Затем добавляют 1каплю 30%-ного или 6-8 капель 3%-ного раствора пероксида водорода и нагревают. Образуется желтый раствор хромата. К части полученного раствора после охлаждения добавляют 1 каплю 3%-ного раствора пероксида водорода, несколько капель эфира и по каплям при встряхивании серную кислоту (1:4). Образующееся пероксидное соединение хрома экстрагируется эфиром, эфирный слой окрашивается в синий цвет.

2. К 3-4 каплям раствора, содержащего ионы хрома (III), добавляют 3-5 капель 30%-ного раствора уксусной кислоты, 12-15 капель 5%-ного раствора ЭДТА (избыток ЭДТА обязателен), проверяют рН раствора (рН 4-5) и нагревают в водяной бане. В присутствии хрома (III) появляется фиолетовое окрашивание.

Лабораторное заняие 12
Итоговая контрольная работа № 2

1. Каким требованиям должны удовлетворять общие реакции на подлинность лекарственных веществ?

2. Висмута нитрат основной легкорастворим в концентрированной азотной кислоте. Можно ли открыть висмут в этом растворе реакцией с сероводородом?

3. Йодид висмута черного цвета легкорастворим в растворе йодида калия с образованием желто-оранжевого раствора. Объясните это явление.

4. Препараты железа (II) сульфата могут содержать примесь железа (III) сульфата, который всасывается из желудочно-кишечного тракта гораздо хуже, чем железа (II) сульфат, что снижает эффективность препарата. Предложите метод определения примеси железа (III) сульфата в препаратах железа (II) сульфата.

5. Общей реакцией подлинности на железо нельзя открыть его в препарате «Железо восстановленное» без предварительной минерализации препарата. Предложите методику минерализации препарата и подходящую общую реакцию подлинности на железо, приемлемую для последующего его открытия.

6. С какой целью при открытии иона калия к реакционной смеси добавляют спирт?

7. Предложите методику открытия кальция в препарате «бепаск».

8. С какой целью при открытии магния к реакционной смеси добавляют хлорид аммония? Можно ли вместо хлорида аммония использовать сульфат аммония?

9. Предложите методику открытия ртути в препарате «ртути окись желтая».

10. Ртути окись желтая практически нерастворима в воде, но легко растворяется в растворе йодида калия. Объясните это явление.

11. Сульфат цинка с желтой кровяной солью образует осадок, а с красной кровяной солью не реагирует. Однако, если к раствору, содержащему сульфат цинка и красную кровяную соль, добавить калия йодид, образуется тот же осадок и йод. Объясните это явление.

12. Каким методом отличают арсенаты от арсенитов?

13. Напишите уравнение реакции бромида калия с хлорамином, лежащую в основе общей реакции подлинности на бромид-ион.

14. Можно ли использовать указанную выше реакцию для открытия брома в бромкамфоре?

15. Как можно отличить хлорид серебра от бромида серебра?

16. Напишите уравнение реакции йодида калия с нитритом натрия в присутствии разведенной серной кислоты.

17. Как химическими методами отличить карбонат натрия от гидрокарбоната натрия?

18. Можно ли идентифицировать нитрит натрия и нитрат натрия при их совместном присутствии?

19. Какие соединения мешают открытию фосфат-иона по реакции с молибдатом аммония в азотной кислоте?

20. Предложите методы, позволяющие отличить калия хлорид от калия бромида

Железо

ЖЕЛЕ́ЗО -а; ср.

1. Химический элемент (Fe), ковкий металл серебристого цвета, образующий в соединении с углеродом сталь и чугун.

2. Обиходное название малоуглеродистой стали, металла серебристого цвета. Ковать ж. Ветер стучит железом крыши.

3. О том, что является сильным, твёрдым, крепким (о внешних физических качествах). Руки у тебя - ж.! // О том, что является жёстким, непреклонным (о внутренних моральных качествах). Характер у него - ж.

4. Разг. О лекарстве, содержащем железистые вещества. Организму не хватает железа. Пить ж. Яблоки содержат ж.

5. Разг. техн. Аппаратные средства компьютера (в отличие от программных средств). Купить недостающее железо .

◊ Выжечь калёным желе́зом. Искоренять, уничтожать что-л., прибегая к крайним, чрезвычайным мерам. Куй желе́зо, пока горячо (см. Кова́ть).

◁ Желе́зный; Желе́зистый; Желе́зка; Желе́зина (см.).

(лат. Ferrum), химический элемент VIII группы периодической системы. Блестящий серебристо-белый металл. Образует полиморфные модификации; при обычной температуре устойчиво α-Fe (кристаллическая решётка - кубическая объёмно-центрированная) с плотностью 7,874 г/см 3 . α-Fe вплоть до 769°C (точка Кюри) ферромагнитно; t пл 1535°C. На воздухе окисляется - покрывается рыхлой ржавчиной. По распространённости элементов в природе железо находится на 4-м месте; образует около 300 минералов. На долю сплавов железа с углеродом и другими элементами приходится около 95% всей металлической продукции (чугун, сталь, ферросплавы). В чистом виде практически не используется (в быту железными часто называют стальные или чугунные изделия). Необходимо для жизнедеятельности животных организмов; входит в состав гемоглобина.

ЖЕЛЕЗО

ЖЕЛЕ́ЗО (лат. Ferrum), Fe (читается «феррум»), химический элемент, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Происхождение как латинского, так и русского названий элемента однозначно не установлено. Природное железо представляет собой смесь четырех нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 54 (содержание в природной смеси 5,82% по массе), 56 (91,66%), 57 (2,19%) и 58 (0,33%). Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s 2 p 6 d 6 4s 2 . Обычно образует соединения в степенях окисления +3 (валентность III) и +2 (валентность II). Известны также соединения с атомами железа в степенях окисления +4, +6 и некоторых других.
В периодической системе Менделеева железо входит в группу VIIIВ. В четвертом периоде, к которому принадлежит и железо, в эту группу входят также кобальт (см. КОБАЛЬТ) и никель (см. НИКЕЛЬ) . Эти три элемента образуют триаду и обладают сходными свойствами.
Радиус нейтрального атома железа 0,126 нм, радиус иона Fe 2+ - 0,080 нм, иона Fe 3+ - 0,067 нм. Энергии последовательной ионизации атома железа 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 эВ. Сродство к электрону 0,58 эв. По шкале Полинга электроотрицательность железа около 1,8.
Железо высокой чистоты - это блестящий серебристо-серый, пластичный металл, хорошо поддающийся различным способам механической обработки.
Нахождение в природе
В земной коре железо распространено достаточно широко - на его долю приходится около 4,1% массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). Известно большое число руд и минералов, содержащих железо . Наибольшее практическое значение имеют красные железняки (руда гематит (см. ГЕМАТИТ) , Fe 2 O 3 ; содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит (см. МАГНЕТИТ) , Fe 3 О 4 ; содержит 72,4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFeO 2 ·n H 2 O), а также шпатовые железняки (руда сидерит (см. СИДЕРИТ) , карбонат железа, FeСО 3 ; содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения пирита (см. ПИРИТ) FeS 2 (другие названия - серный колчедан, железный колчедан, дисульфид железа и другие), но руды с высоким содержанием серы пока практического значения не имеют. По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире. В морской воде 1·10 -5 -1·10 -8 % железа.
История получения железа
Железо играло и играет исключительную роль в материальной истории человечества. Первое металлическое железо, попавшее в руки человека, имело, вероятно, метеоритное происхождение. Руды железа широко распространены и часто встречаются даже на поверхности Земли, но самородное железо на поверхности крайне редко. Вероятно, еще несколько тысяч лет назад человек заметил, что после горения костра в некоторых случаях наблюдается образование железа из тех кусков руды, которые случайно оказались в костре. При горении костра восстановление железа из руды происходит за счет реакции руды как непосредственно с углем, так и с образующимся при горении оксидом углерода (II) СО. Возможность получения железа из руд существенно облегчило обнаружение того факта, что при нагревании руды с углем возникает металл, который далее можно дополнительно очистить при ковке. Получение железа из руды с помощью сыродутного процесса было изобретено в Западной Азии во 2-м тыс. до н. э. Период с 9 по 7 в. до н. э., когда у многих племен Европы и Азии развилась металлургия железа, получил название железного века, (см. ЖЕЛЕЗНЫЙ ВЕК) пришедшего на смену бронзовому веку (см. БРОНЗОВЫЙ ВЕК) . Усовершенствование способов дутья (естественную тягу сменили меха) и увеличение высоты горна (появились низкошахтные печи - домницы) привело к получению чугуна, который стали широко выплавлять в Западной Европе с 14 века. Полученный чугун переделывали в сталь. С середины 18 века в доменном процессе вместо древесного угля начали использовать каменно-угольный кокс (см. КОКС) . В дальнейшем способы получения железа из руд были значительно усовершенствованы, и в настоящее время для этого используют специальные устройства - домны, кислородные конвертеры, электродуговые печи.
Физические и химические свойства
При температурах от комнатной и до 917 °C, а также в интервале температур 1394-1535 °C существует a-Fe с кубической объемно центрированной решеткой, при комнатной температуре параметр решетки а = 0,286645 нм. При температурах 917-1394 °C устойчиво b-Fe с кубической гранецентрированной решеткой Т (а = 0,36468 нм). При температурах от комнатной до 769 °C (так называемая точка Кюри (см. КЮРИ ТОЧКА) ) железо обладает сильными магнитными свойствами (оно, как говорят, ферромагнитно), при более высоких температурах железо ведет себя как парамагнетик. Иногда парамагнитное a-Fe с кубической объемно центрированной решеткой, устойчивое при температурах от 769 до 917 °C, рассматривают как g-модификацию железа, а b-Fe, устойчивое при высоких температурах (1394-1535 °C), называют по традиции d-Fe (представления о существовании четырех модификаций железа - a, b, g и d- возникли тогда, когда еще не существовал рентгеноструктурный анализ и не было объективной информации о внутреннем строении железа). Температура плавления 1535 °C, температура кипения 2750 °C, плотность 7,87 г/см 3 . Стандартный потенциал пары Fe 2+ /Fe 0 –0,447В, пары Fe 3+ /Fe 2+ +0,771В.
При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной пленкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближенно ее химическую формулу можно записать как Fe 2 О 3 ·хН 2 О.
С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe 2 О 3 , при сгорании в чистом кислороде - оксид Fe 3 О 4 . Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeО. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближенную формулу которого можно записать как FeS.
Железо при нагревании реагирует с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) . Так как FeF 3 нелетуч, железо устойчиво к действию фтора до температуры 200-300°C. При хлорировании железа (при температуре около 200°C) образуется летучий FeСl 3 . Если взаимодействие железа и брома протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr 3 . При нагревании FeСl 3 и, особенно, FeBr 3 отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа (II). При взаимодействии железа и иода образуется иодид Fe 3 I 8 .
При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe 3 N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe 2 P и Fe 3 P, с углеродом, образуя карбид Fe 3 C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi.
При повышенном давлении металлическое железо реагирует с монооксидом углерода СО, причем образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO) 5 . Известны также карбонилы железа составов Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12 . Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена (см. ФЕРРОЦЕН) состава .
Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. В концентрированной серной и азотной кислотах железо не растворяется, так как прочная оксидная пленка пассивирует его поверхность.
С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа (II):
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа (III):
2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
Оксид железа (II) FeО обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(ОН) 2 . Оксид железа (III) Fe 2 O 3 слабо амфотерен, ему отвечает еще более слабое, чем Fe(ОН) 2 , основание Fe(ОН) 3 , которое реагирует с кислотами:
2Fe(ОН) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Гидроксид железа (III) Fe(ОН) 3 проявляет слабо амфотерные свойства; он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:
Fe(ОН) 3 + КОН = К
Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа (III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причем в осадок выпадает гидроксид железа (III) Fe(OH) 3.
Соединения железа (III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:
Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2
При хранении водных растворов солей железа (II) наблюдается окисление железа (II) до железа (III):
4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH)Cl 2
Из солей железа (II) в водных растворах устойчива соль Мора - двойной сульфат аммония и железа (II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 О.
Железо (III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO 4) 2 - железокалиевые квасцы, (NH 4)Fe(SO 4) 2 - железоаммонийные квасцы и т. д.
При действии газообразного хлора или озона на щелочные растворы соединений железа (III) образуются соединения железа (VI) - ферраты, например, феррат (VI) калия K 2 FeO 4 . Имеются сообщения о получении под действием сильных окислителей соединений железа (VIII).
Для обнаружения в растворе соединений железа (III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами CNS - . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами CNS - образуется ярко-красный роданид железа Fe(CNS) 3 . Другим реактивом на ионы Fe 3+ служит гексацианоферрат (II) калия K 4 (ранее это вещество называли желтой кровяной солью). При взаимодействии ионов Fe 3+ и 4- выпадает ярко-синий осадок.
Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить раствор гексацианоферрат (III) калия K 3 , ранее называвшийся красной кровяной солью. При взаимодействии ионов Fe 3+ и 3- выпадает ярко-синий осадок такого же состава, как и в случае взаимодействия ионов Fe 3+ и 4- .
Сплавы железа с углеродом
Железо используется главным образом в сплавах, прежде всего в сплавах с углеродом - различных чугунах и сталях. В чугуне содержание углерода выше 2,14 % по массе (обычно - на уровне 3,5-4%), в сталях содержание углерода более низкое (обычно на уровне 0,8-1 %).
Чугун получают в домнах. Домна представляет собой гигантский (высотой до 30-40 м) усеченный конус, полый внутри. Стенки домны изнутри выложены огнеупорным кирпичом, толщина кладки составляет несколько метров. Сверху в домну вагонетками загружают обогащенную (освобожденную от пустой породы) железную руду, восстановитель кокс (каменный уголь специальных сортов, подвергнутый коксованию - нагреванию при температуре около 1000 °C без доступа воздуха), а также плавильные материалы (известняк и другие), способствующие отделению от выплавляемого металла примесей - шлака. Снизу в домну подают дутье (чистый кислород или воздух, обогащенный кислородом). По мере того, как загруженные в домну материалы опускаются, их температура поднимается до 1200-1300 °C. В результате реакций восстановления, протекающих главным образом с участием кокса С и СО:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO;
Fe 2 O 3 + 3CО = 2Fe + 3CO 2
возникает металлическое железо, которое насыщается углеродом и стекает вниз.
Этот расплав периодически выпускают из домны через специальное отверстие - летку - и дают расплаву застыть в специальных формах. Чугун бывает белый, так называемый передельный (его используют для получения стали) и серый, или литьевой. Белый чугун - это твердый раствор углерода в железе. В микроструктуре серого чугуна можно различить микрокристаллики графита. Из-за наличия графита серый чугун оставляет след на белой бумаге.
Чугун хрупок, при ударе он колется, поэтому из него нельзя изготавливать пружины, рессоры, любые изделия, которые должны работать на изгиб.
Твердый чугун легче расплавленного, так что при его затвердевании происходит не сжатие (как обычно при затвердевании металлов и сплавов), а расширение. Эта особенность позволяет изготавливать из чугуна различные отливки, в том числе использовать его как материал для художественного литья.
Если содержание углерода в чугуне снизить до 1,0-1,5%, то образуется сталь. Стали бывают углеродистыми (в таких сталях нет других компонентов, кроме Fe и C) и легированными (такие стали содержат добавки хрома, никеля, молибдена, кобальта и других металлов, улучшающие механические и иные свойства стали).
Стали получают, перерабатывая чугун и металлический лом в кислородном конвертере, в электродуговой или мартеновской печах. При такой переработке снижается содержание углерода в сплаве до требуемого уровня, как говорят, избыточный углерод выгорает.
Физические свойства стали существенно отличаются от свойств чугуна: сталь упруга, ее можно ковать, прокатывать. Так как сталь, в отличие от чугуна, при затвердевании сжимается, то полученные стальные отливки подвергают обжатию на прокатных станах. После прокатки в объеме металла исчезают пустоты и раковины, появившиеся при затвердевании расплавов.
Производство сталей имеет в России давние глубокие традиции, и полученные нашими металлургами стали отличаются высоким качеством.
Применение железа, его сплавов и соединений
Чистое железо имеет довольно ограниченное применение. Его используют при изготовлении сердечников электромагнитов, как катализатор химических процессов, для некоторых других целей. Но сплавы железа - чугун и сталь - составляют основу современной техники. Находят широкое применение и многие соединения железа. Так, сульфат железа (III) используют при водоподготовке, оксиды и цианид железа служат пигментами при изготовлении красителей и так далее.
Железо в организме
Железо присутствует в организмах всех растений и животных как микроэлемент, (см. МИКРОЭЛЕМЕНТЫ) то есть в очень малых количествах (в среднем около 0,02%). Однако железобактерии (см. ЖЕЛЕЗОБАКТЕРИИ) , использующие энергию окисления железа (II) в железо (III) для хемосинтеза (см. ХЕМОСИНТЕЗ) , могут накапливать в своих клетках до 17-20% железа. Основная биологическая функция железа - участие в транспорте кислорода и окислительных процессах. Эту функцию железо выполняет в составе сложных белков - гемопротеидов (см. ГЕМОПРОТЕИДЫ) , простетической группой которых является железопорфириновый комплекс - гем (см. ГЕМ) . Среди важнейших гемопротеидов дыхательные пигменты гемоглобин (см. ГЕМОГЛОБИН) и миоглобин, (см. МИОГЛОБИН) универсальные переносчики электронов в реакциях клеточного дыхания, окисления и фотосинеза цитохромы, (см. ЦИТОХРОМЫ) ферменты каталоза и пероксида, и других. У некоторых беспозвоночных железосодержащие дыхательные пигменты гелоэритрин и хлорокруорин имеют отличное от гемоглобинов строение. При биосинтезе гемопротеидов железо переходит к ним от белка ферритина (см. ФЕРРИТИН) , осуществляющего запасание и транспорт железа. Этот белок, одна молекула которого включает около 4 500 атомов железа, концентрируется в печени, селезенке, костном мозге и слизистой кишечника млекопитающих и человека. Суточная потребность человека в железе (6-20 мг) с избытком покрывается пищей (железом богаты мясо, печень, яйца, хлеб, шпинат, свекла и другие). В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 4,2 г железа, в 1 л крови - около 450 мг. При недостатке железа в организме развивается железистая анемия, которую лечат с помощью препаратов, содержащих железо . Препараты железа применяются и как общеукрепляющие средства. Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсичное действие. Железо также необходимо для нормального развития растений, поэтому существуют микроудобрения на основе препаратов железа.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Смотреть что такое "железо" в других словарях:

Железо - получить на Академике рабочий купон на скидку Ашан или выгодно железо купить с бесплатной доставкой на распродаже в Ашан

Ср. зале(и)зо южн., зап. металл, крушец, выплавляемый из руды в виде чугуна, и выковываемый из сего последнего под кричным молотом. В соединении с углеродом, оно образует сталь. В продажу железо идет в виде: полосового или сортового; первое прямо … Толковый словарь Даля

ЖЕЛЕЗО - ЖЕЛЕЗО, Ferrum (Fe), тяжелый металл, относящийся к VIII группе периодической системы Менделеева. Ат. в. 55,84(0=16), при чем известны два изотопа с ат. в. в 56 и 54. Чистое Ж. обладает серебристо белым цветом; уд. в. 7,88; оно мягче и более… … Большая медицинская энциклопедия

Ферро; феррум, крица; аппаратное обеспечение Словарь русских синонимов. железо сущ., кол во синонимов: 18 автомобиль (369) … Словарь синонимов

ЖЕЛЕЗО - см. ЖЕЛЕЗО (Fe). В поверхностных водах содержание железа колеблется в широких пределах. В подземных водоисточниках и водах болот его концентрация достигает десятков мг/л. Резкое повышение железа в водоемах происходит при загрязнении их сточными… … Болезни рыб: Справочник