1. Химический элемент железо

Же­ле­зо — эле­мент по­боч­ной под­груп­пы вось­мой груп­пы чет­вёр­то­го пе­ри­о­да пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы хи­ми­че­ских эле­мен­тов Д.И.Мен­де­ле­е­ва, с атом­ным но­ме­ром 26. Обо­зна­ча­ет­ся сим­во­лом Fe. На внеш­нем  чет­вер­том слое атома же­ле­за на­хо­дит­ся 2 элек­тро­на:

Ос­нов­ные сте­пе­ни окис­ле­ния же­ле­за — +2 и +3, менее ха­рак­тер­на для же­ле­за сте­пень окис­ле­ния +6.

Же­ле­зо - один из самых рас­про­стра­нён­ных в зем­ной коре ме­тал­лов (вто­рое место после алю­ми­ния). В при­ро­де же­ле­зо редко встре­ча­ет­ся в чи­стом виде, чаще всего оно встре­ча­ет­ся в со­ста­ве же­ле­зо-ни­ке­ле­вых ме­тео­ри­тов. Рас­про­стра­нён­ность же­ле­за в зем­ной коре — 4,65 % (4-е место после O, Si, Al). Счи­та­ет­ся также, что же­ле­зо со­став­ля­ет бо́льшую часть зем­но­го ядра.

Из­вест­но боль­шое число руд и ми­не­ра­лов, со­дер­жа­щих же­ле­зо. Наи­боль­шее прак­ти­че­ское зна­че­ние имеют крас­ный же­лез­няк (ге­ма­тит, Fe₂O₃), маг­нит­ный же­лез­няк (маг­не­тит, Fe₃O₄), бурый же­лез­няк или ли­мо­нит.

а)                    б)                    в)

Рис. 1. Же­лез­ные руды: а - маг­не­тит, б- крас­ный же­лез­няк, в – же­лез­ный кол­че­дан (пирит)

 2. Простое вещество железо

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

При хра­не­нии на воз­ду­хе при тем­пе­ра­ту­ре до 200 C же­ле­зо по­сте­пен­но по­кры­ва­ет­ся плот­ной плён­кой 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, при­бли­жён­но её хи­ми­че­скую фор­му­лу можно за­пи­сать как Fe₂O₃·xH₂O.

С кис­ло­ро­дом же­ле­зо ре­а­ги­ру­ет при на­гре­ва­нии. При сго­ра­нии же­ле­за в кис­ло­ро­де об­ра­зу­ет­ся оксид Fe₃O₄ (же­лез­ная ока­ли­на):

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

Рис. 2. Го­ре­ние же­лез­ной про­во­ло­ки в ат­мо­сфе­ре кис­ло­ро­да

При на­гре­ва­нии по­рош­ка серы и же­ле­за об­ра­зу­ет­ся суль­фид, при­бли­жён­ную фор­му­лу ко­то­ро­го можно за­пи­сать как FeS.

При на­гре­ва­нии же­ле­зо ре­а­ги­ру­ет с га­ло­ге­на­ми, азо­том, фос­фо­ром, крем­ни­ем, уг­ле­ро­дом.

Рис. 3. Го­ре­ние же­лез­ной про­во­ло­ки в ат­мо­сфе­ре хлора

При вы­со­кой тем­пе­ра­ту­ре (выше 700°С) же­ле­зо ре­а­ги­ру­ет с па­ра­ми воды:

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂.

Же­ле­зо не рас­тво­ря­ет­ся в хо­лод­ных кон­цен­три­ро­ван­ных сер­ной и азот­ной кис­ло­тах из-за пас­си­ва­ции по­верх­но­сти ме­тал­ла проч­ной ок­сид­ной плён­кой. Го­ря­чая кон­цен­три­ро­ван­ная сер­ная кис­ло­та, яв­ля­ясь более силь­ным окис­ли­те­лем, вза­и­мо­дей­ству­ет с же­ле­зом.

С со­ля­ной и раз­бав­лен­ной (при­бли­зи­тель­но 20%-й) сер­ной кис­ло­та­ми же­ле­зо ре­а­ги­ру­ет с об­ра­зо­ва­ни­ем солей же­ле­за(II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑;

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑.

При вза­и­мо­дей­ствии же­ле­за с при­бли­зи­тель­но 70%-й сер­ной кис­ло­той ре­ак­ция про­те­ка­ет с об­ра­зо­ва­ни­ем суль­фа­та же­ле­за(III):

2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O.

 3. Оксиды и гидроксиды железа

Оксид же­ле­за(II) FeO об­ла­да­ет ос­нов­ны­ми свой­ства­ми, ему от­ве­ча­ет ос­но­ва­ние Fe(OH)₂. Оксид же­ле­за(III) Fe₂O₃ слабо ам­фо­те­рен, ему от­ве­ча­ет ещё более сла­бое, чем Fe(OH)₂, ос­но­ва­ние Fe(OH)₃, ко­то­рое ре­а­ги­ру­ет с кис­ло­та­ми:

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O.

Гид­рок­сид же­ле­за(III) Fe(OH)₃ про­яв­ля­ет слабо ам­фо­тер­ные свой­ства, он спо­со­бен ре­а­ги­ро­вать толь­ко с кон­цен­три­ро­ван­ны­ми рас­тво­ра­ми ще­ло­чей:

Fe(OH)₃ + 3КОН → K₃[Fe(OH)₆].

При хра­не­нии вод­ных рас­тво­ров солей же­ле­за(II) на­блю­да­ет­ся окис­ле­ние же­ле­за(II) до же­ле­за(III).