Kemična formula železovega sulfata 3. Železo in njegove spojine

17. d -elementi.Železo, splošne značilnosti, lastnosti. Oksidi in hidroksidi, KO in OM, značilni, biorol, sposobnost tvorbe kompleksacije.

1. Splošne značilnosti.

Železo - d-element sekundarne podskupine osme skupine četrtega obdobja PSCE z atomsko številko 26.

Ena najbolj razširjenih kovin v zemeljski skorji (takoj za aluminijem).

Preprosta snov železo - kovna kovina srebrno bele barve z visoko kemijsko reaktivnostjo: hitro železo korodira pri visokih temperaturah ali visoki vlažnosti v zraku.

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe (OH) 3

V čistem kisiku železo izgori, v fino razpršenem stanju pa se spontano vname v zraku.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO * Fe2O3

FeO * Fe2O3 = Fe3O4 (železna lestvica)

Pravzaprav se železo običajno imenujejo njegove zlitine z nizko vsebnostjo nečistoč (do 0,8%), ki ohranijo mehkobo in duktilnost čiste kovine. Toda v praksi se pogosteje uporabljajo zlitine železa z ogljikom: jeklo (do 2,14 mas.% Ogljika) in litega železa (več kot 2,14 mas.% Ogljika), pa tudi nerjavno (legirano) jeklo z dodatkom legiranja kovine (krom, mangan, nikelj itd.). Zaradi številnih posebnih lastnosti železa in njegovih zlitin je "kovina št. 1" pomembna za ljudi.

V naravi železo redko najdemo v čisti obliki, najpogosteje ga najdemo v sestavi železo-nikljevih meteoritov. Prevalenca železa v zemeljski skorji je 4,65% (4. mesto po O, Si, Al). Menijo tudi, da železo predstavlja večino zemeljskega jedra.

2. Lastnosti

1.Fizična sv-va.Železo je tipična kovina, v prostem stanju je srebrno bele barve s sivkastim odtenkom. Čista kovina je duktilna, različne nečistoče (zlasti ogljik) povečajo njeno trdoto in krhkost. Ima izrazite magnetne lastnosti. Pogosto ločimo tako imenovano "železno triado" - skupino treh kovin (železo Fe, kobalt Co, nikelj Ni), ki imajo podobne fizikalne lastnosti, atomske polmere in vrednosti elektronegativnosti.

2.Chem.sv-va.

Stanje oksidacije	Oksid	Hidroksid	Znak	Opombe (uredi)
			Slabo osnovno
			Zelo šibka podlaga, včasih amfoterična
	Ni prejeto	*	Kislina	Močno oksidant

Za železo so značilna oksidacijska stanja železa - +2 in +3.

Oksidacijsko stanje +2 ustreza črnemu oksidu FeO in zelenemu hidroksidu Fe (OH) 2. So osnovni. V soli je Fe (+2) prisoten kot kation. Fe (+2) je šibko redukcijsko sredstvo.

Oksidacijsko stanje +3 ustreza rdeče-rjavemu oksidu Fe 2 O 3 in rjavemu hidroksidu Fe (OH) 3. Po naravi so amfoterne, čeprav kisle, njihove osnovne lastnosti pa so slabo izražene. Torej, Fe 3+ ioni popolnoma hidroliziran tudi v kislem okolju. Fe (OH) 3 se raztopi (in tudi takrat ne popolnoma), le v koncentriranih alkalijah. Fe 2 O 3 reagira z alkalijami le pri fuziji in dajanju feriti(formalne kislinske soli neobstoječe proste kisline HFeO 2):

Železo (+3) najpogosteje kaže šibke oksidacijske lastnosti.

Stanja oksidacije +2 in +3 zlahka preideta med seboj, ko se spremenijo redoks pogoji.

Poleg tega obstaja oksid Fe 3 O 4, formalno oksidacijsko stanje železa v katerem je +8/3. Vendar pa lahko ta oksid štejemo tudi kot železov (II) ferit Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

Obstaja tudi oksidacijsko stanje +6. Ustrezni oksid in hidroksid v prosti obliki ne obstajata, vendar so bile pridobljene soli - ferati (na primer K 2 FeO 4). Železo (+6) je v njih v obliki aniona. Ferati so močna oksidacijska sredstva.

Čisto kovinsko železo je stabilno v vodi in razredčenih raztopinah alkalije... Železo se ne topi v hladno koncentrirani žveplovi in ​​dušikovi kislini zaradi pasivizacije kovinske površine z močnim oksidnim filmom. Vroča koncentrirana žveplova kislina, ki je močnejše oksidant, medsebojno deluje z železom.

Z fiziološka raztopina in razredčeno (približno 20%) žveplov kislineželezo reagira in tvori železove (II) soli:

Ko železo pri segrevanju reagira s približno 70% žveplove kisline, se reakcija nadaljuje s tvorbo železov (III) sulfat:

3. Oksidi in hidroksidi, KO in OM har-ka ...

Spojine železa (II)

Železov oksid (II) FeO ima osnovne lastnosti, temu ustreza baza Fe (OH) 2. Železove (II) soli so svetlo zelene barve. Pri skladiščenju, zlasti v vlažnem zraku, zaradi oksidacije v železo (III) porjavijo. Enak postopek poteka med skladiščenjem vodnih raztopin soli železove (II):

Železovih (II) soli v vodnih raztopinah, stabilno Mohrova sol- dvojni amonijev in železov sulfat (II) (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O.

Reagent za ione Fe 2+ v raztopini je lahko kalijev heksacianoferrat (III) K 3 (rdeča krvna sol). Pri interakciji Fe 2+ in 3− ionov nastane oborina turnboolean modra:

Za kvantitativno določanje železa (II) v raztopini uporabite fenantrolin tvori rdeč kompleks FePhen 3 z železom (II) v širokem območju pH (4-9)

Spojine železa (III)

Železov oksid (III) Fe 2 O 3 šibek amfoterin, je odgovor še šibkejša baza kot Fe (OH) 2, Fe (OH) 3, ki reagira s kislinami:

Soli Fe 3+ so nagnjene k tvorbi kristalnih hidratov. Pri njih je ion Fe 3+ običajno obdan s šestimi molekulami vode. Te soli so rožnate ali vijolične barve.Fion Fe 3+ je popolnoma hidroliziran tudi v kislem okolju. Pri pH> 4 se ta ion skoraj popolnoma obori kot Fe (OH) 3:

Z delno hidrolizo iona Fe 3+ nastanejo večjedrni okso in hidroksokacije, zaradi česar so raztopine rjave.Glavne lastnosti železovega (III) hidroksida Fe (OH) 3 so zelo šibke. Lahko reagira samo s koncentriranimi alkalnimi raztopinami:

Nastali železovi (III) hidrokso kompleksi so stabilni le v močno alkalnih raztopinah. Ko se raztopine razredčijo z vodo, se uničijo in Fe (OH) 3 se obori.

Pri zlitini z alkalijami in oksidi drugih kovin Fe 2 O 3 tvori različne feriti:

Spojine železa (III) v raztopinah reduciramo s kovinskim železom:

Železo (III) lahko tvori dvojne sulfate z enim polnjenjem kationov tip alum, na primer KFe (SO 4) 2 - kalijev železov alum, (NH 4) Fe (SO 4) 2 - amonijev železov alum itd.

Za kvalitativno odkrivanje spojin železa (III) v raztopini uporabimo kvalitativno reakcijo ionov Fe 3+ s ioni tiocianata SCN − ... Ko ioni Fe 3+ medsebojno delujejo s SCN -anioni, nastane mešanica svetlo rdečih tiocianatnih kompleksov železa 2+,+, Fe (SCN) 3, -. Sestava mešanice (in s tem intenzivnost njene barve) je odvisna od različnih dejavnikov, zato ta metoda ni uporabna za natančno kvalitativno določanje železa.

Drug kakovosten reagent za ione Fe 3+ je kalijev heksacianoferrat (II) K 4 (rumena krvna sol). Med interakcijo Fe 3+ in 4− ionov nastane svetlo modra oborina Prusko modra:

Spojine železa (VI)

Ferrata- sol neobstoječe proste železove kisline H 2 FeO 4. To so spojine vijolične barve, ki so po oksidacijskih lastnostih podobne permanganatom, po topnosti pa sulfati. Ferati se pridobivajo z delovanjem plina klor ali ozon na suspenziji Fe (OH) 3 v alkaliji na primer kalijev ferrat (VI) K 2 FeO 4. Ferati so vijolični.

Dobite lahko tudi ferato elektroliza 30% alkalna raztopina na železni anodi:

Ferati so močni oksidanti. V kislem okolju se razgradijo s sproščanjem kisika:

Oksidacijske lastnosti feratov se uporabljajo za dezinfekcija vode.

4 biorol

1) V živih organizmih je železo pomemben element v sledovih, ki katalizira procese izmenjave kisika (dihanje).

2) Običajno je železo vključeno v encime v obliki kompleksa, zlasti ta kompleks je prisoten v hemoglobinu - najpomembnejši beljakovini, ki s kisikom zagotavlja transport kisika do vseh organov ljudi in živali. In prav on obarva kri v značilni rdeči barvi.

4) Odvečni odmerek železa (200 mg ali več) ima lahko strupene učinke. Preveliko odmerjanje železa zavira antioksidativni sistem telesa, zato zdravih ljudi ni priporočljivo uporabljati dodatkov železa.

• Oznaka - Fe (železo);
• Obdobje - IV;
• Skupina - 8 (VIII);
• Atomska masa - 55,845;
• Atomska številka - 26;
• Polmer atoma = 126 pm;
• Kovalentni polmer = 117 pm;
• Porazdelitev elektronov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2;
• tališče = 1535 ° C;
• vrelišče = 2750 ° C;
• Elektronegativnost (Pauling / Alpred in Rohov) = 1,83 / 1,64;
• Oksidacijsko stanje: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Gostota (n. At.) = 7,874 g / cm 3;
• Molarni volumen = 7,1 cm 3 / mol.

Železove spojine:

Železo je po aluminiju najpogostejša kovina v zemeljski skorji (5,1% mase).

Na Zemlji se železo v prostem stanju nahaja v majhnih količinah v obliki grudic, pa tudi v padlih meteoritih.

Železo se industrijsko kopa na nahajališčih železove rude iz mineralov, ki vsebujejo železo: magnetne, rdeče, rjave železove rude.

Treba je povedati, da je železo del mnogih naravnih mineralov, kar povzroča njihovo naravno barvo. Barva mineralov je odvisna od koncentracije in razmerja železovih ionov Fe 2+ / Fe 3+, pa tudi od atomov, ki obkrožajo te ione. Na primer, prisotnost nečistoč železovih ionov vpliva na barvo številnih dragih in poldragih kamnov: topaza (od bledo rumene do rdeče), safirjev (od modre do temno modre), akvamarinov (od svetlo modre do zelenkasto modre) itd.

Železo najdemo v tkivih živali in rastlin, na primer v telesu odrasle osebe je približno 5 g železa. Železo je vitalni element, je del beljakovinskega hemoglobina, ki sodeluje pri transportu kisika iz pljuč v tkiva in celice. S pomanjkanjem železa v človeškem telesu se razvije anemija (anemija zaradi pomanjkanja železa).

Riž. Struktura atoma železa.

Elektronska konfiguracija atoma železa je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (glej Elektronska struktura atomov). Pri tvorbi kemičnih vezi z drugimi elementi lahko 2 elektrona sodelujeta na zunanji ravni 4s + 6 elektronov 3d-podnivoja (skupaj 8 elektronov), zato lahko v spojinah železo prevzame oksidacijska stanja +8, +6, +4, +3, +2, +1, (najpogostejše so +3, +2). Železo ima povprečno kemijsko aktivnost.

Riž. Stanja oksidacije železa: +2, +3.

Fizikalne lastnosti železa:

• srebrno bela kovina;
• v svoji čisti obliki je precej mehak in plastičen;
• ima dobro toplotno in električno prevodnost.

Železo obstaja v obliki štirih sprememb (razlikujejo se po strukturi kristalne rešetke): α-železo; β-železo; γ-železo; δ-železo.

Kemijske lastnosti železa

• reagira s kisikom, odvisno od temperature in koncentracije kisika lahko nastanejo različni produkti ali mešanica produktov oksidacije železa (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
• oksidacija železa pri nizkih temperaturah:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3;
• reagira z vodno paro:
  3Fe + 4H20 = Fe304 + 4H2;
• drobno zdrobljeno železo reagira pri segrevanju z žveplom in klorom (železov sulfid in klorid):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;
• pri visokih temperaturah reagira s silicijem, ogljikom, fosforjem:
  3Fe + C = Fe 3 C;
• z drugimi kovinami in z nekovinami lahko železo tvori zlitine;
• železo iz svojih soli izpodrine manj aktivne kovine:
  Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu;
• z razredčenimi kislinami deluje železo kot redukcijsko sredstvo in tvori soli:
  Fe + 2HCl = FeCl2 + H2;
• z razredčeno dušikovo kislino železo tvori različne produkte redukcije kisline, odvisno od njegove koncentracije (N 2, N 2 O, NO 2).

Pridobivanje in uporaba železa

Dobi se industrijsko železo taljenje litega železa in jekla.

Lito železo je zlitina železa z dodatki silicija, mangana, žvepla, fosforja, ogljika. Vsebnost ogljika v litem železu presega 2% (v jeklu manj kot 2%).

Čisto železo dobimo:

• v pretvornikih kisika iz litega železa;
• redukcija železovih oksidov z vodikom in dvovalentnim ogljikovim monoksidom;
• elektroliza ustreznih soli.

Surovo železo pridobivamo iz železovih rud z redukcijo železovih oksidov. Surovo železo se topi v visokih pečeh. V plavžu se kot vir toplote uporablja koks.

Plavž je zelo zapletena tehnična zgradba z višino več deset metrov. Obložen je z ognjevzdržnimi opekami in zaščiten z zunanjim jeklenim ohišjem. Od leta 2013 je jeklarska družba POSCO v jeklarni Gwangyang zgradila največji plavž v Južni Koreji (prostornina peči po posodobitvi je bila 6.000 kubičnih metrov z letno zmogljivostjo 5.700.000 ton).

Riž. Plavž.

Postopek taljenja surovega železa v plavžu poteka neprekinjeno več desetletij, dokler peč ne doseže svoje življenjske dobe.

Riž. Postopek taljenja surovega železa v plavžu.

• po vrhu se pretakajo obogatene rude (magnetna, rdeča, rjava železova ruda) in koks, ki se nahajajo na samem vrhu plavža;
• procesi redukcije železa iz rude pod vplivom ogljikovega monoksida (II) se pojavljajo v srednjem delu plavža (rudnik) pri temperaturi 450-1100 ° C (železovi oksidi se reducirajo v kovino):
  • 450-500 ° C - 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2;
  • 600 ° C - Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2;
  • 800 ° C - FeO + CO = Fe + CO 2;
  • del dvovalentnega železovega oksida reduciramo s koksom: FeO + C = Fe + CO.
• vzporedno poteka proces redukcije silicijevega in manganovega oksida (vključeni so v železovo rudo v obliki nečistoč), silicij in mangan sta del litega železa:
  • Si02 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• med toplotnim razpadom apnenca (vnesenega v plavž) nastane kalcijev oksid, ki reagira s silicijevimi in aluminijevimi oksidi v rudi:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca (AlO 2) 2.
• pri 1100 ° C se postopek redukcije železa ustavi;
• pod jaškom je parna, najširši del plavža, pod katerim sledi pleče, v katerem koks izgori in nastanejo produkti taljenja tekočine - surova železa in žlindra, ki se nabira na samem dnu peči - ognjišče;
• v zgornjem delu ognjišča pri temperaturi 1500 ° C v toku prepihanega zraka pride do intenzivnega zgorevanja koksa: C + O 2 = CO 2;
• pri vročem koksu se ogljikov monoksid (IV) pretvori v ogljikov monoksid (II), ki je redukcijsko sredstvo za železo (glej zgoraj): CO 2 + C = 2CO;
• žlindre, ki jih tvorijo kalcijevi silikati in aluminosilikati, se nahajajo nad litem železom in ga ščitijo pred delovanjem kisika;
• skozi posebne luknje, ki se nahajajo na različnih ravneh ognjišča, se litega železa in žlindre odvajajo zunaj;
• Večina surovega železa gre za nadaljnjo predelavo - taljenje jekla.

Jeklo se topi iz litega železa in odpadnih kovin po pretvorniški metodi (odprto ognjišče je že zastarelo, čeprav se še vedno uporablja) ali z električnim taljenjem (v električnih pečeh, indukcijskih pečeh). Bistvo postopka (prerazporeditev litega železa) je zmanjšati koncentracijo ogljika in drugih nečistoč z oksidacijo s kisikom.

Kot je navedeno zgoraj, koncentracija ogljika v jeklu ne presega 2%. Zaradi tega je jeklo za razliko od litega železa precej enostavno kovano in valjano, kar omogoča izdelavo različnih izdelkov iz njega z visoko trdoto in trdnostjo.

Trdota jekla je odvisna od vsebnosti ogljika (več ogljika, trše jeklo) v določeni vrsti jekla in pogojih toplotne obdelave. Pri kaljenju (počasno hlajenje) jeklo postane mehko; pri kaljenju (kaljenju) je jeklo zelo trdo.

Da bi jeklu dali želene posebne lastnosti, mu dodamo vezivne dodatke: krom, nikelj, silicij, molibden, vanadij, mangan itd.

Lito železo in jeklo sta najpomembnejša konstrukcijska materiala v veliki večini sektorjev nacionalnega gospodarstva.

Biološka vloga železa:

• telo odrasle osebe vsebuje približno 5 g železa;
• železo igra pomembno vlogo pri delu hematopoetskih organov;
• železo je del številnih kompleksnih beljakovinskih kompleksov (hemoglobin, mioglobin, različni encimi).

Prvi predmeti iz železa in njegovih zlitin so bili najdeni med izkopavanji in segajo v približno 4 tisočletje pred našim štetjem. To pomeni, da so celo stari Egipčani in Sumerci uporabljali meteoritne usedline te snovi za izdelavo nakita in gospodinjskih predmetov ter orožja.

Danes so železove spojine različnih vrst in čiste kovine najpogostejše in uporabljene snovi. 20. stoletje ni za nič veljalo za železo. Pred pojavom in razširjeno distribucijo plastičnih in sorodnih materialov je bila ta spojina za človeka odločilnega pomena. Kaj je ta element in katere snovi tvori, bomo obravnavali v tem članku.

Kemični element železa

Če upoštevamo strukturo atoma, morate najprej v periodnem sistemu navesti njegovo lokacijo.

1. Serijska številka je 26.
2. Obdobje je četrto veliko.
3. Osma skupina, stran podskupine.
4. Atomska teža je 55,847.
5. Strukturo zunanje elektronske lupine označimo s formulo 3d 6 4s 2.
6. - Fe.
7. Ime je železo, odčitek v formuli je "ferrum".
8. V naravi obstajajo štirje stabilni izotopi obravnavanega elementa z masnimi številkami 54, 56, 57, 58.

Kemični element železo ima tudi približno 20 različnih izotopov, ki niso zelo stabilni. Možna oksidacijska stanja, ki jih določen atom lahko pokaže:

Pomemben ni le element sam, ampak tudi njegove različne spojine in zlitine.

Fizične lastnosti

Kot preprosta snov ima železo izrazito kovino. To pomeni, da je srebrno bela kovina s sivim odtenkom z visoko stopnjo voljnosti in duktilnosti ter visokim tališčem in vreliščem. Če podrobneje razmislimo o značilnostih, potem:

• tališče - 1539 0 С;
• vrelišče - 2862 0 С;
• aktivnost - srednja;
• ognjevzdržnost - visoka;
• ima izrazite magnetne lastnosti.

Odvisno od pogojev in različnih temperatur obstaja več sprememb, ki jih tvori železo. Njihove fizikalne lastnosti se razlikujejo od dejstva, da se kristalne rešetke razlikujejo.

Vse modifikacije imajo različne vrste struktur kristalne rešetke in se razlikujejo tudi po magnetnih lastnostih.

Kemijske lastnosti

Kot je navedeno zgoraj, ima preprosta snov železo povprečno kemijsko aktivnost. Vendar se lahko v fino razpršenem stanju spontano vname v zraku, v čistem kisiku pa kovina sama izgori.

Korozijska sposobnost je visoka, zato so zlitine te snovi prevlečene z legiranimi spojinami. Železo lahko komunicira z:

• kisline;
• kisik (vključno z zrakom);
• siva;
• halogeni;
• pri segrevanju - z dušikom, fosforjem, ogljikom in silicijem;
• s solmi manj aktivnih kovin, ki jih reducirajo na preproste snovi;
• z živo paro;
• z železovimi solmi v oksidacijskem stanju +3.

Očitno je, da lahko s tako aktivnostjo kovina tvori različne spojine, ki so po lastnostih različne in polarne. In tako se zgodi. Železo in njegove spojine so zelo raznolike in se uporabljajo v različnih vejah znanosti, tehnologije in človeške industrijske dejavnosti.

Porazdelitev v naravi

Naravne spojine železa so precej pogoste, saj je po aluminiju drugi najpogostejši element na našem planetu. Hkrati je v čisti obliki kovina izredno redka, v sestavi meteoritov, kar kaže na njene velike grozde v vesolju. Glavnino vsebujejo rude, kamnine in minerali.

Če govorimo o odstotku zadevnega elementa v naravi, potem lahko navedemo naslednje številke.

1. Jedra kopenskih planetov - 90%.
2. V zemeljski skorji - 5%.
3. V zemeljskem plašču - 12%.
4. V zemeljskem jedru - 86%.
5. V rečni vodi - 2 mg / l.
6. V morju in oceanu - 0,02 mg / l.

Najpogostejše spojine železa tvorijo naslednje minerale:

• magnetit;
• limonitna ali rjava železova ruda;
• vivianit;
• pirotit;
• pirit;
• siderit;
• markazit;
• lellingite;
• mispickel;
• milanterit in drugi.

To je še vedno dolg seznam, ker jih je res veliko. Poleg tega so razširjene različne umetne zlitine. To so tudi take železove spojine, brez katerih si težko predstavljamo sodobno življenje ljudi. Ti vključujejo dve glavni vrsti:

• litega železa;
• postati.

Prav tako je železo dragocen dodatek v številnih zlitinah niklja.

Spojine železa (II)

Sem spadajo tisti, pri katerih je oksidacijsko stanje oblikovalnega elementa +2. Številne so, saj vključujejo:

• oksid;
• hidroksid;
• binarne povezave;
• kompleksne soli;
• kompleksne spojine.

Formule kemičnih spojin, v katerih železo kaže navedeno oksidacijsko stanje, so posamezne za vsak razred. Razmislimo o najpomembnejših in najpogostejših.

1. Železov (II) oksid.Črni prah, se ne raztopi v vodi. Narava povezave je osnovna. Sposoben je hitrega oksidacije, lahko pa ga tudi zlahka reduciramo v preprosto snov. Raztopi se v kislinah in tvori ustrezne soli. Formula - FeO.
2. Železov (II) hidroksid. Je bela amorfna oborina. Nastane z reakcijo soli z bazami (alkalijami). Pokaže šibke osnovne lastnosti, lahko hitro oksidira na zraku do železovih spojin +3. Formula - Fe (OH) 2.
3. Soli elementa v navedenem oksidacijskem stanju. Praviloma imajo bledo zeleno barvo raztopine, dobro oksidirajo tudi na zraku, pridobivajo in prehajajo v železove soli 3. Raztopijo se v vodi. Primeri spojin: FeCL 2, FeSO 4, Fe (NO 3) 2.

   

   Več navedenih spojin je med navedenimi snovmi praktičnega pomena. Prvič, (II). Je glavni dobavitelj ionov v telo osebe z anemijo. Ko se pri bolniku diagnosticira takšna bolezen, mu predpišejo kompleksna zdravila, ki temeljijo na zadevni spojini. Tako se zapolni pomanjkanje železa v telesu.

   Drugič, to je, da se železov (II) sulfat skupaj z bakrom uporablja za uničevanje škodljivcev v pridelkih. Metoda dokazuje svojo učinkovitost že več kot ducat let, zato jo vrtnarji in vrtnarji zelo cenijo.

   Mora's Salt

   To je spojina, ki je kristalni hidrat železa in amonijevega sulfata. Njegova formula je zapisana kot FeSO 4 * (NH 4) 2 SO 4 * 6H 2 O. Ena izmed spojin železa (II), ki se v praksi pogosto uporablja. Glavna področja človeške uporabe so naslednja.

   1. Farmacevtski izdelki.
   2. Znanstvene raziskave in laboratorijske titrimetrične analize (za določitev vsebnosti kroma, kalijevega permanganata, vanadija).
   3. Zdravilo - kot prehransko dopolnilo v primeru pomanjkanja železa v telesu bolnika.
   4. Za impregnacijo lesenih izdelkov, saj Mohrova sol ščiti pred procesi gnitja.

   Obstajajo tudi druga področja, na katerih se uporablja ta snov. Ime je dobil v čast nemškega kemika, ki je prvi odkril izražene lastnosti.

   Snovi z oksidacijskim stanjem železa (III)

   Lastnosti železovih spojin, v katerih ima oksidacijsko stanje +3, so nekoliko drugačne od zgoraj obravnavanih. Torej značaj ustreznega oksida in hidroksida ni več bazičen, ampak izrazito amfoterni. Dajmo opis glavnih snovi.

   
   

   Med navedenimi primeri je s praktičnega vidika zelo pomemben kristalni hidrat, kot je FeCL 3 * 6H2O ali heksahidrat železovega (III) klorida. V medicini se uporablja za ustavitev krvavitve in obnavljanje železovih ionov v telesu v primeru anemije.

   Železov (III) sulfat se uporablja za čiščenje pitne vode, saj se obnaša kot koagulant.

   Spojine železa (VI)

   Formule kemičnih spojin železa, kjer ima posebno oksidacijsko stanje +6, lahko zapišemo na naslednji način:

   • K 2 FeO 4;
   • Na 2 FeO 4;
   • MgFeO 4 in drugi.

   Vsi imajo skupno ime - ferati - in imajo podobne lastnosti (močna redukcijska sredstva). Prav tako so sposobni razkužiti in imajo baktericidni učinek. To jim omogoča uporabo za čiščenje pitne vode v industrijskem obsegu.

   Kompleksne spojine

   Posebne snovi so zelo pomembne v analitični kemiji in ne le. Takšni, ki nastanejo v vodnih raztopinah soli. To so kompleksne železove spojine. Najbolj priljubljeni in dobro preučeni so naslednji.

   1. Kalijev heksacianoferrat (II) K 4. Drugo ime spojine je rumena krvna sol. Uporablja se za kvalitativno določanje železovega iona Fe 3+ v raztopini. Zaradi izpostavljenosti raztopina dobi lepo svetlo modro barvo, saj nastane še en kompleks - prusko modra KFe 3+. Od antičnih časov so ga uporabljali kot
   2. Kalijev heksacianoferrat (III) K 3. Drugo ime je rdeča krvna sol. Uporablja se kot visokokakovosten reagent za določanje železovega iona Fe 2+. Rezultat je modra oborina, imenovana turnboolean blue. Uporablja se tudi kot barvilo za tkanine.

   

   Železo v organskih snoveh

   Železo in njegove spojine so, kot smo že videli, velikega praktičnega pomena v gospodarskem življenju ljudi. Vendar poleg tega njegova biološka vloga v telesu ni nič manj velika, nasprotno.

   Obstaja ena zelo pomembna beljakovina, ki vsebuje ta element. To je hemoglobin. Zahvaljujoč njemu se prenaša kisik in poteka enakomerna in pravočasna izmenjava plinov. Zato je vloga železa v vitalnem procesu - dihanju - preprosto ogromna.

   

   Skupaj človeško telo vsebuje približno 4 grame železa, ki ga je treba nenehno dopolnjevati s porabljeno hrano.

DEFINICIJA

Železo- element osme skupine četrtega obdobja periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva.

Mrzlo število je 26. Simbol je Fe (latinsko "ferrum"). Ena najbolj razširjenih kovin v zemeljski skorji (takoj za aluminijem).

Fizikalne lastnosti železa

Železo je siva kovina. V svoji čisti obliki je precej mehka, voljna in duktilna. Elektronska konfiguracija zunanje ravni energije - 3d 6 4s 2. Železo v svojih spojinah kaže oksidacijska stanja "+2" in "+3". Tališče železa je 1539C. Železo tvori dve kristalni modifikaciji: α- in γ-železo. Prvi od njih ima kubično rešetko, osredotočeno na telo, drugi-kubično rešetko, usmerjeno na obraz. α-železo je termodinamično stabilno v dveh temperaturnih območjih: pod 912 in od 1394C do tališča. Med 912 in 1394C je γ-železo stabilno.

Mehanske lastnosti železa so odvisne od njegove čistosti - vsebnosti celo zelo majhnih količin drugih elementov v njem. Trdno železo ima sposobnost raztapljanja številnih elementov v sebi.

Kemijske lastnosti železa

Železo hitro rja v vlažnem zraku; prekrita z rjavim cvetom hidriranega železovega oksida, ki zaradi svoje ohlapnosti ne ščiti železa pred nadaljnjo oksidacijo. Železo v vodi močno korodira; z obilnim dostopom kisika nastanejo hidrirane oblike železovega (III) oksida:

2Fe + 3 / 2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 × H 2 O.

Ob pomanjkanju kisika ali ob oteženem dostopu nastane mešani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Železo se raztopi v klorovodikovi kislini katere koli koncentracije:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

Raztapljanje v razredčeni žveplovi kislini poteka podobno:

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2.

V koncentriranih raztopinah žveplove kisline se železo oksidira v železo (III):

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Vendar pa v žveplovi kislini, katere koncentracija je blizu 100%, postane železo pasivno in praktično ne pride do interakcije. V razredčenih in zmerno koncentriranih raztopinah dušikove kisline se železo raztopi:

Fe + 4HNO 3 = Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

Pri visokih koncentracijah dušikove kisline se raztapljanje upočasni in železo postane pasivno.

Tako kot druge kovine tudi železo reagira s preprostimi snovmi. Železo med segrevanjem pride v stik s halogeni (ne glede na vrsto halogena). Do interakcije železa z bromom pride pri povišanem parnem tlaku slednjega:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.

Do interakcije železa z žveplom (prahom), dušikom in fosforjem pride tudi pri segrevanju:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Železo lahko reagira z nekovinami, kot sta ogljik in silicij:

3Fe + C = Fe 3 C;

Med reakcijami interakcije železa s kompleksnimi snovmi imajo posebno vlogo naslednje reakcije - železo lahko reducira kovine po vrstnem redu aktivnosti desno od raztopin soli (1), da zmanjša spojine železa (III) (2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Železo pri povišanem tlaku reagira z oksidom, ki ne tvori soli, in nastane snovi kompleksne sestave - karbonili - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 in Fe 3 (CO) 12.

Železo je v odsotnosti nečistoč stabilno v vodi in v razredčenih alkalnih raztopinah.

Pridobivanje železa

Glavni način pridobivanja železa je iz železove rude (hematit, magnetit) ali elektrolize raztopin njegovih soli (v tem primeru dobimo "čisto" železo, to je železo brez nečistoč).

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Vaja

Železovo skalo Fe 3 O 4, težo 10 g, smo najprej obdelali s 150 ml raztopine klorovodikove kisline (gostota 1,1 g / ml) z masnim deležem vodikovega klorida 20%, nato pa smo v nastalo raztopino dodali presežek železa . Določite sestavo raztopine (v mas.%).

Rešitev

Zapišemo reakcijske enačbe glede na pogoj problema: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Če poznate gostoto in prostornino raztopine klorovodikove kisline, lahko ugotovite njeno maso: m sol (HCl) = V (HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150 × 1,1 = 165 g. Izračunajmo maso vodikovega klorida: m (HCl) = m sol (HCl) x ω (HCl) / 100%; m (HCl) = 165 × 20% / 100% = 33 g. Molarna masa (masa enega mola) klorovodikove kisline, izračunana s pomočjo tabele kemičnih elementov D.I. Mendeleev - 36,5 g / mol. Poiščimo količino vodikovega klorida: v (HCl) = m (HCl) / M (HCl); v (HCl) = 33 / 36,5 = 0,904 mol. Molarna masa (masa enega mola) lestvice, izračunana s pomočjo tabele kemičnih elementov D.I. Mendeleev - 232 g / mol. Poiščimo količino snovi v lestvici: v (Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol. V skladu z enačbo 1 je v (HCl): v (Fe 3 O 4) = 1: 8, zato je v (HCl) = 8 v (Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Količina klorove snovi, izračunana po enačbi (0,344 mol), bo manjša od tiste, ki je navedena v pogoju problema (0,904 mol). Zato je klorovodikove kisline v presežku in bo prišlo do druge reakcije: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3). Določimo količino snovi železovih kloridov, ki nastane kot posledica prve reakcije (označimo posebno reakcijo z indeksi): v 1 (FeCl2): v (Fe 2 O 3) = 1: 1 = 0,043 mol; v 1 (FeCl3): v (Fe 2 O 3) = 2: 1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Določimo količino vodikovega klorida, ki v reakciji 1 ni reagiral, in količino snovi železovega (II) klorida, ki nastane med reakcijo 3: v rem (HCl) = v (HCl) - v 1 (HCl) = 0,904 - 0,344 = 0,56 mol; v 3 (FeCl2): v rem (HCl) = 1: 2; v 3 (FeCl2) = 1/2 × v preostanek (HCl) = 0,28 mol. Določimo količino snovi FeCl 2, ki nastane med reakcijo 2, skupno količino snovi FeCl 2 in njeno maso: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl2): v 2 (FeCl3) = 3: 2; v 2 (FeCl2) = 3/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,129 mol; v vsota (FeCl2) = v 1 (FeCl2) + v 2 (FeCl2) + v 3 (FeCl2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m (FeCl 2) = vsota (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Določimo količino snovi in ​​maso železa, ki je vstopila v reakciji 2 in 3: v 2 (Fe): v 2 (FeCl3) = 1: 2; v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl3) = 0,043 mol; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1: 2; v 3 (Fe) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol; v vsota (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol; m (Fe) = vsota (Fe) × M (Fe) = 0,323 × 56 = 18,088 g. Izračunajmo količino snovi in ​​maso vodika, sproščenega v reakciji 3: v (H2) = 1/2 × v preostanek (HCl) = 0,28 mol; m (H 2) = v (H 2) × M (H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Določite maso nastale raztopine m 'sol in masni delež FeCl 2 v njej: m 'sol = m sol (HCl) + m (Fe3O4) + m (Fe) - m (H2);

Železov (II) sulfat, železov (III) sulfat.

Kemijske lastnosti

Železov sulfat je anorganska spojina, nastala sol žveplova kislina in železo. Snov je brez vonja, ni hlapna. Brezvodna oblika ima obliko brezbarvnih, neprozornih, majhnih kristalov higrokopije. Kristalni hidrati imajo značilno zelenkasto modro barvo, tetrahidrati so zeleni. Kemična formula železovega sulfata 2: FeSO4, racemično: O4SFe... Spojina je trpkega okusa, s kovinskim okusom. Izdelek je zelo topen v vodi. Molekulska masa = 151,9 gramov na mol.

Snov se sprošča iz železov sulfat ... Rešitev sulfat Fe (2) pod vplivom kisika se oksidira v železov sulfat 3. Pri temperaturah nad 480 stopinj Celzija se razgradi v okside.

Železov sulfat 2 lahko dobimo z izpostavljenostjo razredčenemu žveplova kislina za staro železo; kot stranski produkt reakcije jedkanja pločevine železa med odstranjevanjem vodnega kamna, med oksidativnim žganjem pirita.

Hidroliza železovega sulfata 2 poteka kot kation v kislem mediju. Prva stopnja hidrolize: Fe2 + + SO42- + HOH ↔ FeOH + + SO42- + H +; teoretično lahko pride tudi do druge stopnje hidrolize: FeOH + + SO42- + HOH ↔ Fe (OH) 2 ↓ + SO42- + H +.

Snov se uporablja:

• za barvanje izdelkov in volnenih tkanin v črni barvi, pri proizvodnji črnila, pri konzerviranju lesa;
• v kemijski dozimetriji za obdelavo vrtnih dreves v kmetijstvu;
• v medicini med zdravljenjem anemija zaradi pomanjkanja železa .

Železov sulfat 3 ali železov tetrasulfid 6 3 So svetlo rumeni paramagnetni fini kristali. Snov je lahko topna v vodi, počasi v etilnem alkoholu. Kemična formula železovega sulfata 3: Fe2 (SO4) 3, racemično: Fe2O12S3... Snov ima sposobnost kristalizacije v obliki kristalnih hidratov Fe2 (SO4) 3 n H2O... Najbolj pomembno je železov (III) sulfat brezhidrat ... Vodne raztopine dobijo rdeče-rjavo barvo zaradi reakcije hidrolize, ki poteka vzdolž kationa. Spojina se razgradi, ko je izpostavljena vroči vodi in visokim temperaturam. Pri 98 stopinjah nehidrat se spremeni v tetrahidrat , pri temperaturah nad 125 stopinj - in monohidrat in nad 175 - v brezvodnem Fe sulfat , ki se pri temperaturah nad 600 stopinj razgradi v okside žvepla in železa.

Snov se uporablja:

• pri predelavi bakrove rude, za čiščenje odpadnih voda, industrijskih in komunalnih odpadnih voda;
• pri barvanju tkanin in strojenju v usnjarski industriji;
• kot regulator flotacije, kot katalizator za določene reakcije ali kot oksidant;
• v medicini kot hemostatično sredstvo.

farmakološki učinek

Antianemično, odpravlja pomanjkanje železa. Hemostatik (železov sulfat 3).

Farmakodinamika in farmakokinetika

Železo je glavni element v sledovih v sestavi, mioglobin in druge sestavine krvi. Snov sodeluje pri redoks reakcijah, veže in prenaša molekule kisika po telesu, stimulira hematopoeza in eritropoeza ... Železov sulfat zagotavlja sintezo vseh presnovkov, ki vsebujejo železo. Po sprejemu Fe s hrano se absorbira v dvanajstniku in se s pomočjo encimov prenese v tkivno depo transfersetini .

Po zaužitju zdravila telo aktivne sestavine popolnoma absorbira. Največja koncentracija v krvi se pojavi po 2-4 urah.

Indikacije za uporabo

Orodje se uporablja:

• za zdravljenje in preprečevanje anemija zaradi pomanjkanja železa pri otrocih in odraslih;
• v primeru motene absorpcije železa iz prebavnega trakta;
• pri bolnikih s povečano potrebo po železu, med dojenjem, med intenzivno rastjo, z neuravnoteženo prehrano;
• s kronično, ki jo spremlja sekretorna insuficienca;
• v nekaterih fazah zdravljenja Anemija zaradi pomanjkanja B12 ;
• z poslabšanjem;
• med rehabilitacijo po resekcija želodca ;
• za zdravljenje nedonošenčkov;
• za stimulacijo med nalezljivimi boleznimi in med;
• pri zdravljenju bolnikov z aklorhidrija , kronično, Crohnova bolezen , sindrom malabsorpcija .

Kontraindikacije

Železov sulfat 2 je kontraindiciran za:

• na način;
• pri bolnikih s presnovnimi motnjami v telesu, s hemosideroza , hemokromatoza ;
• bolniki z motnjami prebavil, ki ovirajo absorpcijo železa;
• z aplastično in hemolitično anemijo ;
• bolniki s talasemija .

Stranski učinki

Neželeni učinki med zdravljenjem z železovim sulfatom niso pogosti.

Lahko se pojavi:

• , glavobol splošna šibkost in razdražljivost, epileptični sindrom in;
• občutek pritiska v prsih ali slabost;
• zobobol, bolečina v epigastrični regiji;
• kožni izpuščaji, srbenje, vneto grlo;
• zelo redko - anafilaktične reakcije .

Navodila za uporabo (način in odmerek)

Zdravilo je predpisano za notranjo uporabo. Najmanjši učinkovit odmerek v smislu elementarnega železa je 100 mg. Največja količina zdravila, ki jo lahko vzamete, je do 400 mg.

Za profilaktične namene predpisujte od 30 do 60 mg elementarnega železa na dan.

Preveliko odmerjanje

V primeru prevelikega odmerjanja se neželeni učinki pri jemanju zdravila povečajo. Obstajajo: driska , slabost, bolečine v trebuhu, bruhanje in povečanje srčnega utripa, povečana prepustnost kapilar, možna srčnožilni kolaps ... Kot terapijo se želodec opere, injicira deferoksamin za vezavo železovih ionov.

Interakcija

V kombinaciji z zdravilom se izboljša absorpcija pripravkov železa.

Kombinirani vnos sulfata in antacidov z magnezijem, aluminijem, kalcijem, penicilamin in holestiramin upočasni absorpcijo železa.

Ko se zdravilo kombinira s kortikosteroidi, se medsebojno poveča eritropoeza .

Pogoji skladiščenja

Zdravila shranjujte na suhem, temnem in hladnem mestu v originalni embalaži. Zdravila ne smete uporabljati po datumu izteka roka uporabnosti.

Posebna navodila

Med zdravljenjem z železovim sulfatom II lahko blato postane črno in potemni zobna sklenina.

Pri boleznih ledvic in jeter se lahko železo kopiči v telesu.

Pri zdravljenju bolnikov z peptična razjeda želodca in dvanajstnika , ob ulcerozni kolitis in enteritis .