Железо Историческая справка



Скачать 182.73 Kb.
Дата29.10.2012
Размер182.73 Kb.
ТипДокументы
Железо

Историческая справка

Железо – один из металлов, известных человеку с доисторических времен. Первые образцы железа, попавшие в руки человека, были метеоритного происхождения, такое железо называлось «звездным», его названия на языках древних народов: древнеегипетское «бени-пет» означает «небесное железо»; древнегреческое sideros связывают с латинским sidus (родительный падеж sideris) — звезда, небесное тело. В хеттских текстах 14 в. до н. э. упоминается о Ж. как о металле, упавшем с неба. В романских языках сохранился корень названия, данного римлянами (например, французское fer, итальянское ferro). Роль железа в становлении человеческой культуры трудно переоценить. Бронзовый век сменился железным. У большинства народов он приходится на 1 тысячелетие до н.э., но если называть эпохи по главному материалу орудий труда, то можно считать, что железный век продолжается и сегодня. Название происходит от санскритского слова «гала», обозначающего «металл, руда».

Физические свойства железа

Значение железа в современной 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, поддаётся прокатке, штамповке и волочению. Способность растворять углерод и др. элементы служит основой для получения разнообразных железных сплавов.

Железо может существовать в виде двух кристаллических решёток: α - и γ - объёмноцентрированной кубической (ОЦК) и гранецентрированной кубической (ГЦК). Ниже 910 °С устойчиво α - Fe с ОЦК-решёткой. Между 910°С и 1400°С устойчива γ -модификация с ГЦК-решёткой. Выше 1400°С вновь образуется ОЦК-решётка β -Fe, устойчивая до температуры плавления (1539°С). α - Fe ферромагнитно вплоть до 769°С (точка Кюри). Модификация γ -Fe и β -Fe парамагнитны.

Полиморфные превращения железа и стали при нагревании и охлаждении открыл в 1868 Д. К. Чернов . Углерод образует с железом твёрдые растворы внедрения, в которых атомы С, имеющие небольшой атомный радиус, размещаются в междоузлиях кристаллической решётки металла, состоящей из более крупных атомов. Твёрдый раствор углерода в γ -Fe называют аустенитом , а в α -Fe— ферритом . Насыщенный твёрдый 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 твёрдый раствор углерода в α - Fe, очень твёрдый и хрупкий. Сочетание закалки с отпуском (нагревом до относительно низких температур для уменьшения внутренних напряжений) позволяет придать стали требуемое сочетание твёрдости и пластичности.

Физические свойства железа зависят от его чистоты. В промышленных железных материалах, как правило, сопутствуют примеси углерода, азота, кислорода, водорода, серы, фосфора. Даже при очень малых концентрациях эти примеси сильно изменяют свойства металла. Так, сера вызывает т. н. красноломкость, фосфор (даже 10 -20 % Р) — хладноломкость ; углерод и азот уменьшают пластичность , а водород увеличивает хрупкость Ж. (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 Ж., относящиеся в основном к металлу с общим содержанием примесей менее 0,01% по массе:

Железо блестящий серебристо-белый металл.

Температура плавления: 1535⁰С

Температура кипения: 2861⁰С

Плотность (г/см3): 7,86

Место элемента в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

Железо расположено в 8 группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, имеет следующую электронную конфигурацию валентных электронов: 3d64s2. Наиболее типичные степени окисления: +2 и +3. При этом у железа наиболее устойчива степень окисления +3, чем +2, поскольку на 3d-оболочке существует всего один лишний электрон сверх устойчивой d5-конфигурации. Кроме того, в жестких окислительных условиях железо проявляет степень окисления, равную +6. Электроотрицательность: 1,83

Распространенность в природе

Элемент в природе состоит из четырёх стабильных изотопов: 54 Fe (5,84%), 56 Fe (91,68%), 57 Fe (2,17%) и 58 Fe (0,31%).

Железо по распространенности в природе занимает четвертое место, уступая лишь кислороду, кремнию и алюминию. Его содержание в земной коре составляет 4,65 мас. %. По содержанию в литосфере занимает второе место среди металлов (на первом алюминий). Оно энергично мигрирует в земной коре, образуя около 300 минералов. 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 елезо накапливается во многих морских и континентальных осадках, образуя осадочные руды.

Железные руды, содержащие не менее 16 мас. % железа, имеют промышленное значение. Основными формами минералов железа являются оксидные и сульфидные соединения: магнетит (магнитный железняк) Fe3O4, гематит (железный блеск, красный железняк, кровавик) Fe2O3, лимонит Fe2O3·nH2O, пирротин FeS, пирит FeS2. Также встречаются минералы, содержащие мышьяк: леллингит FeAs2, арсенопирит FeAsS и карбонат железа (II) – сидерит FeCO3. Очень редко встречается самородное железо метеоритного происхождения.
Типы железных руд:

Бурые железняки – руды гидроксидов железа (III), основной минерал – гетит FeO(OH), содержат до 66,1 мас. % железа.

Гематитовые руды или красные железняки – оксидные руды, основной минерал – гематит Fe2O3, содержат до 55–65 мас. % железа.

Магнетитовые руды или магнитные железняки – оксидные руды, основной минерал – магнетит Fe3O4, содержат 45–60 мас. % железа.

Силикатные руды – алюмосиликатные руды, основные минералы шамозит Fe4(Fe, Al)2[Al2Si2O10](OH)8 и тюрингит (Mg, Fe)3,5Al1,5[Si2,5Al1,5O10](OH)6·nH2О, содержат до 42 мас. % железа.

Важную роль в геохимии Ж. играют окислительно-восстановительные реакции — переход 2-валентного Ж. 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 гидроокисей 3-валентного железа. Широко распространённые соединения 3-валентного Ж. имеют красный, жёлтый, бурый цвета. Этим определяется окраска многих осадочных горных пород и их наименование — «красно-цветная формация» (красные и бурые суглинки и глины, жёлтые пески и т. д.).

Химические свойства железа

В химическом отношении железо относится к металлам средней активности. В электрохимическом ряду напряжений металлов этот металл располагается левее водорода, между цинком и оловом. Чистый металл при комнатной температуре довольно устойчив, но активность сильно увеличивается при нагревании, особенно если железо находится в мелкодисперсном состоянии. Наличие примесей значительно снижает устойчивость металла.

  1. Взаимодействие с неметаллами

При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды нестехиометрического состава FexO, мелкодисперсное железо сгорает с образованием смешанного оксида железа (II, III):

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

С галогенами металл реагирует, образуя галогенид:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,

Железо довольно устойчиво к действию фтора.

При взаимодействии с азотом при невысокой температуре железо образует нитриды различного состава, например:

4Fe + N2 = 2Fe2N,

Взаимодействие с серой экзотермично и начинается при слабом нагревании, в результате образуются нестехиометрические соединения, которые имеют состав, близкий к FeS:

Fe+ S = FeS.

С водородом железо не образует стехиометрических соединений, но поглощает водород в значительных количествах.

С углеродом, бором, кремнием, фосфором также при нагревании образуют соединения нестехиометрического состава, например:

3Fe + P = Fe3P.

  1. Взаимодействие с водой

В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):

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

При температуре 700–900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2.

  1. Взаимодействие с кислотами

Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2,

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2;

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.

При обычных условиях концентрированные (до 70 мас. %) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O,

Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

  1. Взаимодействие со щелочами

Возможно взаимодействие железа с щелочными расплавами сильных окислителей:

Fe + KClO3 + 2KOH = K2FeO4 + KCl + H2O.

  1. Восстановительные свойства

Железо, кобальт и никель вытесняют металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений их растворов солей:

Fe + SnCl2 = FeCl2 + Sn,

Ni + CuSO4 = NiSO4 + Cu.

  1. Образование карбонилов

Для железа характерно образование карбонилов, в которых железо имеет степень окисления, равную 0. Карбонилы железа получаются при обычном давлении и температуре 20–60 °С:

Fe + 5CO = Fe(CO)5

Способы получения железа

Способ получения железа из руд был изобретён в западной части Азии во 2-м тысячелетии до н. э.; затем железо распространилось в Вавилоне, Египте, Греции; на смену бронзовому веку пришёл 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 Ж. получали по сыродутному процессу. Железную руду восстанавливали древесным углём в горне, устроенном в яме; в горн мехами нагнетали воздух, продукт восстановления — крицу ударами молота отделяли от шлака и из неё выковывали различные изделия. По мере усовершенствования способов дутья и увеличения высоты горна температура процесса повышалась и часть Ж. науглероживалась, т. е. получался чугун ; этот сравнительно хрупкий продукт считали отходом производства. Отсюда название чугуна «чушка», «свинское железо» — английское pig iron. Позже было замечено, что при загрузке в горн не железной руды, а чугуна также получается низкоуглеродистая железная крица, причём такой двухстадийный процесс оказался более выгодным, чем сыродутный. В 12—13 вв. кричный способ был уже широко распространён. В 14 в. 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 в. в Европе начал применяться тигельный процесс получения стали, который был известен на территории Сирии ещё в ранний период средневековья, но в дальнейшем оказался забытым. При этом способе сталь получали расплавлением металлические шихты в небольших сосудах (тиглях) из высокоогнеупорной массы. В последней четверти 18 в. стал развиваться пудлинговый процесс передела чугуна в Ж. на поду пламенной отражательной печи. Промышленный переворот 18 — начала 19 вв., изобретение паровой машины, строительство железных дорог, крупных мостов и парового флота вызвали громадную потребность в Ж. и его сплавах. Однако все существовавшие способы производства Ж. не могли удовлетворить потребности рынка. Массовое производство стали началось лишь в середине 19 в., когда были разработаны бессемеровский, томасовский и мартеновский процессы. В 20 в. возник и получил широкое распространение электросталеплавильный процесс.

Производство железа основано на карботермическом восстановлении оксидных металлсодержащих руд. Сульфидные и другие руды вначале подвергают окислительному обжигу:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Восстановление оксидных руд осуществляется в доменных печах, при этом протекают следующие реакции:

3Fe2O3 + CO = CO2 + 2Fe3O4,

Fe3O4 + CO = CO2 + 3FeO,

FeO + CO = CO2 + Fe

или

FeO + C = CO + Fe.

Полученное железо насыщено углеродом. Затем происходит «выжигание» углерода в сталеплавильных или конверторных печах с образованием стали.

Чистое железо получают электролизом водных растворов или расплавов солей железа и разложением пентакарбонила железа.

Соединения железа (II)


Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).

Оксид железа (II) – порошок черного цвета, в мелкораздробленном состоянии воспламеняется. Кристаллизуется в структурном типе хлорида натрия (кубическая гранецентрированная решетка).

Проявляет преимущественно основные свойства. В воде не растворяется, легко растворяется в неокисляющих кислотах:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O.

Проявляет восстановительные свойства:

3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O.

Получается разложением оксалата железа (II) в атмосфере азота или без доступа воздуха:

FeC2O4·3H2O = FeO + 3H2O + CO2 + CO

или в процессе восстановления оксида железа (III) водородом или оксидом углерода (II):

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 в свежеосажденном виде имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется, при температуре выше 150 °С разлагается, быстро темнеет вследствие окисления:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных, легко реагирует с неокисляющими кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O.

Взаимодействует с концентрированными растворами щелочей при нагревании с образованием тетрагидроксоферрата (II):

Fe(OH)2 + 2NaOH = Na2[Fe(OH)4].

Проявляет восстановительные свойства, при взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III):

2Fe(OH)2 + 4H2SO4 = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O.

Получается при взаимодействии солей железа (II) с раствором щелочи в отсутствии кислорода воздуха:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4.

Соли железа (II). Железо (II) образует соли практически со всеми анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде зеленых кристаллогидратов: Fe(NO3)2·6H2O, FeSO4·7H2O, FeBr2·6H2O, (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O (соль Мора) и др. Растворы солей имеют бледно-зеленую окраску и, вследствие гидролиза, кислую среду:

Fe2+ + H2O = FeOH+ + H+.

Проявляют все свойства солей.

При стоянии на воздухе медленно окисляются растворенным кислородом до солей железа (III):

4FeCl2 + O2 + 2H2O = 4FeOHCl2.

Качественная реакция на катион Fe2+ – взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью) :

FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + K2SO4

Fe2+ + K+ + [Fe(CN)6]3- = KFe[Fe(CN)6]↓

в результате реакции образуется осадок синего цвета – гексацианоферрат (II) железа (III) - калия.

Соединения железа (III)


Степень окисления +3 характерна для железа.
Полиморфные модификации оксида железа (III)

α-форма – минерал гематит, кристаллизуется в тригональной сингонии.

γ-форма – маггемит, кристаллизуется в кубической сингонии.

δ-форма – кристаллизуется в тригональной сингонии.

Температуры фазовых переходов:

α-Fe2O3  γ-Fe2O3  δ-Fe2O3.

Оксид железа (III) Fe2O3вещество бурого цвета, существует в трех полиморфных модификациях.

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.

С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O.

Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O.

При температуре выше 1400°С разлагается:

6Fe2O3 = 4Fe3O4 + O2.

Получается при термическом разложении гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

или окислением пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3кристаллическое или аморфное вещество бурого цвета. Как и оксид, проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O.

Реагирует с концентрированными растворами щелочей с образованием гексагидроксоферратов (III):

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6],

при сплавлении со щелочами или щелочными реагентами образует ферриты:

Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O,

2Fe(OH)3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2 + 3H2O.

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

При нагревании разлагается:

Fe(OH)3 = FeO(OH) + H2O,

2FeO(OH) = Fe2O3 + H2O.

Получается при взаимодействии солей железа (III) с растворами щелочей:

Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4.

Соли железа (III). Железо (III) образует соли практически со многими анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде бурых кристаллогидратов: Fe(NO3)3·6H2O, FeCl3·6H2O, NaFe(SO4)2·12H2O (железные квасцы) и др. В растворе соли железа (III) значительно более устойчивы, чем соли железа (II). Растворы солей имеют желто-бурую окраску и, вследствие гидролиза, кислую среду:

Fe3+ + H2O = FeOH2+ + H+.

Соли железа (III) гидролизуют в большей степени, чем соли железа (II), по этой причине соли железа (III) и слабых кислот нельзя выделить из раствора, они мгновенно гидролизуют с образованием гидроксида железа (III):

Fe2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 3CO2 + 3Na2SO4.

Проявляют все свойства солей.

Обладают преимущественно восстановительными свойствами:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl.

Качественная реакция на катион Fe3+ – взаимодействие с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью) :

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3KCl

Fe3+ + K+ + [Fe(CN)6]4- = KFe[Fe(CN)6]↓

в результате реакции образуется осадок синего цвета – гексацианоферрат (III) железа (II) - калия.

Кроме того, ионы Fe3+ определяют по характерному кроваво-красному окрашиванию роданида железа (III), который образуется в результате взаимодействия соли железа (III) с роданидом калия или аммония:

FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl,

Fe3+ + 3CNS- = Fe(CNS)3.

Соединения железа (VI)


Соединения железа (VI) – оксоферраты, соли железной кислоты – кристаллические вещества, обычно красного цвета. В свободном состоянии железная кислота и соответствующий ей оксид не выделены.

Оксоферраты – очень сильные окислители, окисляют хром (III) до хрома (VI):

2K2FeO4 + Cr2(SO4)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

и аммиак до азота:

2K2FeO4 + 2NH3·H2О = 2Fe(OH)3 + N2 + 4KOH.

Оксоферраты термически нестабильны и при небольшом нагревании разлагаются:

4K2FeO4 = 4KFeO2 + 2K2O + 3O2.

Образуются при взаимодействии соединений железа (III) с сильными окислителями:

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O,

2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

Комплексные соединения железа


У железа ярко проявляется способность d-элементов образовывать комплексные соединения.

Известны катионные аквакомплексы [Э(H2O)6]2+ и [Э(H2O)6]3+, аммиачные комплексы [Э(NH3)6]2+ и [Э(NH3)6]3+. [Fe(NH3)6]2+ устойчив только в твердой фазе и насыщенном водном растворе аммиака. Аммиачный комплекс железа (III) не устойчив.

Многочисленны анионные комплексы железа. Характерны галогенидные M+2+Г3], M+22+Г4], M+32+Г6] и др., роданидные M+22+(CNS)4], M+42+(CNS)6], оксалатные M+22+(C2O4)2], M+33+(C2O4)3] комплексы. Особенно устойчивы цианидные комплексы, например: K3[Fe(CN)6] и K4[Fe(CN)6], которые используются в аналитической химии для обнаружения ионов Fe2+ и Fe3+.

Железо образует большое количество комплексных соединений с органическими лигандами, например: гемоглобин – внутрикомплексное соединение железа.

Применение железа и его соединения


Железо — важнейший металл современной техники. В чистом виде из-за его низкой прочности практически не используется, хотя в быту «железными» часто называют стальные или чугунные изделия. Основная масса железо 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 железных руд. Сталь различных марок (содержание углерода менее 2% по массе) выплавляют из чугуна в мартеновских и электрических печах и конвертерах путём окисления (выжигания) излишнего углерода, удаления вредных примесей (главным образом S, Р, О) и добавления легирующих элементов. Высоколегированные стали (с большим содержанием никеля, хрома, вольфрама и др. 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 др. 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.

Железо как художественный материал использовалось с древности в Египте (подставка для головы из гробницы Тутанхамона около Фив, середина 14 в. до н. э., Музей Ашмола, Оксфорд), Месопотамии (кинжалы, найденные около Кархемиша, 500 до н. э., Британский музей, Лондон), Индии (железная колонна в Дели, 415). Со времён средневековья сохранились многочисленные высокохудожественные изделия из железа в странах Европы (Англии, Франции, Италии, России и др.) — кованые ограды, дверные петли, настенные кронштейны, флюгера, оковки сундуков, светцы. Кованые сквозные изделия из прутьев и изделия из просечного листового Ж. (часто со слюдяной подкладкой) отличаются плоскостными формами, чётким линейно-графическим силуэтом и эффектно просматриваются на свето-воздушном фоне. В 20 в. Ж. используется для изготовления решёток, оград, ажурных интерьерных перегородок, подсвечников, монументов.

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 (т. н. концентраторы), способные накапливать его в больших количествах (например, железобактерии — до 17—20% железа). Почти всё железо в организмах животных и растений связано с белками. Недостаток Ж. вызывает задержку роста и явления хлороза растений, связанные с пониженным образованием хлорофилла. Вредное влияние на развитие растений оказывает и избыток Ж., 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 Ж. 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, свёкла). 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 белкового комплекса — ферритина. Основное депо железа в организме — печень и селезёнка. За счёт ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин , в мышцах — миоглобин , в различных тканях цитохромы и др. 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.

В медицине лекарственные препараты железа (восстановленное железо, лактат железа, глицерофосфат железа, сульфат 2-валентного железа, таблетки Бло, раствор яблочнокислого железа, ферамид, гемостимулин и др.) используют при лечении заболеваний, сопровождающихся недостатком железа в организме (железодефицитная анемия), а также как общеукрепляющие средства (после перенесённых инфекционных заболеваний и др.). Изотопы железа ( 52 Fe, 55 Fe и 59 Fe) применяют как индикаторы при медико-биологических исследованиях и диагностике заболеваний крови (анемии, лейкозы, полицитемия и др.).

Чистое железо применяется в качестве катализатора и для изготовления магнитных лент.

Более 90 % всего производимого железа используется в виде сплавов чугуна и сталей. Сплавы железа – основа большого количества конструкционных материалов.

Оксиды железа используются в качестве сырья для доменного процесса, как пигмент в составе красок и эмалей.

Оксиды кобальта и никеля являются сырьем в производстве катализаторов, применяются в качестве компонента твердых электролитов, пигментов для керамики, стекла и фарфора.

Нитраты железа (II) и (III) применяются в качестве коагулянтов в процессе очистки сточных вод, протравы для крашения шерсти.

Хлорид железа (III) используется в качестве катализатора в органическом синтезе, в процессе травления печатных плат, применяется в аналитической химии.

Сульфат железа (II) применяется в качестве компонента электролита в гальванотехнике, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями.

Комплексные соединения железа с неорганическими лигандами используются в цветной фотографии.

Похожие:

Железо Историческая справка iconИсторическая справка о полуротонде памяти королевы Луизы в парке «Центральный» Калининграда Источник исторической справки сайт музея «Фридландские ворота»
Историческая справка о полуротонде памяти королевы Луизы в парке «Центральный» Калининграда
Железо Историческая справка iconИсторическая справка

Железо Историческая справка iconПриложение №3. Историческая справка

Железо Историческая справка iconИсторическая справка фонда р-16

Железо Историческая справка iconИсторическая справка об образовательном учреждении

Железо Историческая справка icon[Приложение 1] Историческая справка Иван Грозный

Железо Историческая справка iconК 60-летнему юбилею кафедры английской филологии: историческая справка

Железо Историческая справка iconРеферат по теме: железо бондаренко М. А. 596/2 гр. Проверил: Щербакова Л. П. Сургут, 2000
В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе VIII группы
Железо Историческая справка iconУ милосердия древние корни
Краткая историческая справка об истории благотворительности в России
Железо Историческая справка iconБрикеты железной руды (железо горячебрикетированное)
Железо горячебрикетированное поставляется железнодорожным транспортом навалом, партиями, удовлетворяющими потребителя
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2012
обратиться к администрации
ru.convdocs.org