Fe 2 (SO 4) 3 Мол. в. 399,88

Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O Мол. в. 562,02

Свойства

Безводный реактив - белый или желтоватый порошок, расплывающийся на воздухе в коричневую жидкость. Пл. 3,097 г/см 3 .

Кристаллогидрат Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - кристаллическое вещество, пл. 2,1 г/см 3 . Соль способна образовывать очень концентрированные водные растворы (при 20 °С в 100 г воды растворяется 440 г Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O), но растворение идет медленно; растворима в этиловом спирте, нерастворима в концентрированной H 2 SO 4 . Водный раствор вследствие гидролиза (образование золя Fe(OH) 3) окрашен в красно-бурый цвет, добавление H 2 SO 4 подавляет гидролиз и раствор становится почти бесцветным. При кипячении разбавленного раствора осаждается основная соль.

Приготовление

1. Сернокислое железо (III) можно получить, растворяя гидроокись железа (III) в серной кислоте:

Fe(NO 3) 3 + 3NH 4 OH = 3NH 4 NO 3 + Fe(OH) 3 в

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

В раствор 50 г Fe(NO) 3 ·9H 2 O (ч.) в 50 мл горячей воды приливают 65-70 мл NH 4 OH (ч. д. а. или ч., пл. 0,91). Осадок Fe(OH) 3 быстро промывают декантацией горячей водой до полного отсутствия NO 3 - в промывных водах (проба с дифениламином).

Влажный осадок Fe(OH) 3 переносят в фарфоровую чашку, добавляют 9 мл H 2 SO 4 (х.ч., пл. 1,84) и нагревают 1-2 ч, часто перемешивая, до почти полного растворения осадка. Раствор фильтруют, добавляют к фильтрату 1 каплю H 2 SO 4 и упаривают до консистенции густого сиропа (объем оставшейся жидкости должен быть около 50 мл). В раствор вносят затравку (кристаллик Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O) и оставляют на сутки для кристаллизации. Кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат на стеклянной пластинке при 50-60 °С.

Выход 40 г (80%). Полученный препарат обычно соответствует реактиву квалификации ч.д.а.

2. Препарат той же чистоты можно получить окислением сернокислого железа (II) азотной кислотой:

2FeSO 4 + H 2 SO 4 + 2HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO 2 б + 2H 2 O

Работу следует проводить под тягой.

В нагретый до 70 °С раствор 85 г FeSO 4 ·7H 2 O (ч. д. а.) в 110 мл воды небольшими порциями приливают 8 мл H2SO4 (ч. д. а., пл. 1,84) (остерегаться брызг !) и затем 100 мл HNO 3 (ч. д. а., пл. 1,35), поддерживая температуру раствора 95-100 °С. Степень окисления Fe 2+ в Fe 3+ проверяют пробой с K 3 (Fe(CN) 6) (при полном окислении не должно быть синего окрашивания).

Раствор фильтруют, к фильтрату добавляют 4 мл H 2 SO 4 и упаривают до образования тягучей тестообразно массы, при этом температура ее достигает 120 °С. Массу охлаждают до 45-50 °С, выпавшие кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат их при температуре не выше 65 °С.

В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.

Физические свойства

В свободном состоянии железо - серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа - чугуны и стали.

Fe - самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».

При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III).

Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.

Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.

Способы получения железа

1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:

Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:

1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СO 2

2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO +СO 2

3) FeO + СО = Fe + СO 2

Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали - сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.

2. Очень чистое железо получают одним из способов:

а) разложение пентакарбонила Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) восстановление водородом чистого FeO

FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O

в) электролиз водных растворов солей Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2СO 2

оксалат железа (II)

Химические свойства

Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.

Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:

В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:

3 Fe + 4Н 2 O(г) = 4H 2

Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl 2 О 3 , этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.

Виды коррозии

Защита железа от коррозии

1. Взаимодействие с галогенами и серой при высокой температуре.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.

2. Взаимодействие с фосфором, углеродом, кремнием (c N 2 и Н 2 железо непосредственно не соединяется, но растворяет их).

Fe + Р = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)

3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 разб.)

Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2

Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н 2 из обычных кислот.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2

4. Взаимодействие с «окисляющими» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н 2).

В разб. HNO 3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe 3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O

Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3

5. Отношение к щелочам

В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.

6. Взаимодействие с солями менее активных металлов

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Взаимодействие с газообразным монооксидом углерода (t = 200°C, P)

Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe 0 (CO) 5 пентакарбонил железа

Соединения Fe(III)

Fe 2 O 3 - оксид железа (III).

Красно-бурый порошок, н. р. в Н 2 O. В природе - «красный железняк».

Способы получения:

1) разложение гидроксида железа (III)

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) обжиг пирита

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) разложение нитрата

Химические свойства

Fe 2 O 3 - основный оксид с признаками амфотерности.

I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:

Fe 2 О 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 О

Fe 2 О 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 О 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:

Fe 2 О 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2

Fe 2 О 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O

Fe 2 О 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 О 3 - исходное сырье для получения железа в металлургии:

Fe 2 О 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO 2

Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III)

Способы получения:

Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe 3+ :

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

В момент получения Fe(OH) 3 - красно-бурый слизистоаморфный осадок.

Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH) 2:

4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .

Химические свойства

Fe(OH) 3 - очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:

1) реакции с кислотами протекают легко:

2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3

В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):

2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O

Соли Fe 3+

Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- желтая кровяная соль = Fe 4 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)

Конвертер длины и расстояния Конвертер массы Конвертер мер объема сыпучих продуктов и продуктов питания Конвертер площади Конвертер объема и единиц измерения в кулинарных рецептах Конвертер температуры Конвертер давления, механического напряжения, модуля Юнга Конвертер энергии и работы Конвертер мощности Конвертер силы Конвертер времени Конвертер линейной скорости Плоский угол Конвертер тепловой эффективности и топливной экономичности Конвертер чисел в различных системах счисления Конвертер единиц измерения количества информации Курсы валют Размеры женской одежды и обуви Размеры мужской одежды и обуви Конвертер угловой скорости и частоты вращения Конвертер ускорения Конвертер углового ускорения Конвертер плотности Конвертер удельного объема Конвертер момента инерции Конвертер момента силы Конвертер вращающего момента Конвертер удельной теплоты сгорания (по массе) Конвертер плотности энергии и удельной теплоты сгорания топлива (по объему) Конвертер разности температур Конвертер коэффициента теплового расширения Конвертер термического сопротивления Конвертер удельной теплопроводности Конвертер удельной теплоёмкости Конвертер энергетической экспозиции и мощности теплового излучения Конвертер плотности теплового потока Конвертер коэффициента теплоотдачи Конвертер объёмного расхода Конвертер массового расхода Конвертер молярного расхода Конвертер плотности потока массы Конвертер молярной концентрации Конвертер массовой концентрации в растворе Конвертер динамической (абсолютной) вязкости Конвертер кинематической вязкости Конвертер поверхностного натяжения Конвертер паропроницаемости Конвертер плотности потока водяного пара Конвертер уровня звука Конвертер чувствительности микрофонов Конвертер уровня звукового давления (SPL) Конвертер уровня звукового давления с возможностью выбора опорного давления Конвертер яркости Конвертер силы света Конвертер освещённости Конвертер разрешения в компьютерной графике Конвертер частоты и длины волны Оптическая сила в диоптриях и фокусное расстояние Оптическая сила в диоптриях и увеличение линзы (×) Конвертер электрического заряда Конвертер линейной плотности заряда Конвертер поверхностной плотности заряда Конвертер объемной плотности заряда Конвертер электрического тока Конвертер линейной плотности тока Конвертер поверхностной плотности тока Конвертер напряжённости электрического поля Конвертер электростатического потенциала и напряжения Конвертер электрического сопротивления Конвертер удельного электрического сопротивления Конвертер электрической проводимости Конвертер удельной электрической проводимости Электрическая емкость Конвертер индуктивности Конвертер Американского калибра проводов Уровни в dBm (дБм или дБмВт), dBV (дБВ), ваттах и др. единицах Конвертер магнитодвижущей силы Конвертер напряженности магнитного поля Конвертер магнитного потока Конвертер магнитной индукции Радиация. Конвертер мощности поглощенной дозы ионизирующего излучения Радиоактивность. Конвертер радиоактивного распада Радиация. Конвертер экспозиционной дозы Радиация. Конвертер поглощённой дозы Конвертер десятичных приставок Передача данных Конвертер единиц типографики и обработки изображений Конвертер единиц измерения объема лесоматериалов Вычисление молярной массы Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Химическая формула

Молярная масса Fe 2 (SO 4) 3 , сульфат железа (III) 399.8778 г/моль

55,845·2+(32,065+15,9994·4)·3

Массовые доли элементов в соединении

Использование калькулятора молярной массы

• Химические формулы нужно вводить с учетом регистра
• Индексы вводятся как обычные числа
• Точка на средней линии (знак умножения), применяемая, например, в формулах кристаллогидратов, заменяется обычной точкой.
• Пример: вместо CuSO₄·5H₂O в конвертере для удобства ввода используется написание CuSO4.5H2O .

Калькулятор молярной массы

Моль

Все вещества состоят из атомов и молекул. В химии важно точно измерять массу веществ, вступающих в реакцию и получающихся в результате нее. По определению моль является единицей количества вещества в СИ. Один моль содержит точно 6,02214076×10²³ элементарных частиц. Это значение численно равно константе Авогадро N A , если выражено в единицах моль⁻¹ и называется числом Авогадро. Количество вещества (символ n ) системы является мерой количества структурных элементов. Структурным элементом может быть атом, молекула, ион, электрон или любая частица или группа частиц.

Постоянная Авогадро N A = 6.02214076×10²³ моль⁻¹. Число Авогадро - 6.02214076×10²³.

Другими словами моль - это количество вещества, равное по массе сумме атомных масс атомов и молекул вещества, умноженное на число Авогадро. Единица количества вещества моль является одной из семи основных единиц системы СИ и обозначается моль. Поскольку название единицы и ее условное обозначение совпадают, следует отметить, что условное обозначение не склоняется, в отличие от названия единицы, которую можно склонять по обычным правилам русского языка. Один моль чистого углерода-12 равен точно 12 г.

Молярная масса

Молярная масса - физическое свойство вещества, определяемое как отношение массы этого вещества к количеству вещества в молях. Говоря иначе, это масса одного моля вещества. В системе СИ единицей молярной массы является килограмм/моль (кг/моль). Однако химики привыкли пользоваться более удобной единицей г/моль.

молярная масса = г/моль

Молярная масса элементов и соединений

Соединения - вещества, состоящие из различных атомов, которые химически связаны друг с другом. Например, приведенные ниже вещества, которые можно найти на кухне у любой хозяйки, являются химическими соединениями:

• соль (хлорид натрия) NaCl
• сахар (сахароза) C₁₂H₂₂O₁₁
• уксус (раствор уксусной кислоты) CH₃COOH

Молярная масса химических элементов в граммах на моль численно совпадает с массой атомов элемента, выраженных в атомных единицах массы (или дальтонах). Молярная масса соединений равна сумме молярных масс элементов, из которых состоит соединение, с учетом количества атомов в соединении. Например, молярная масса воды (H₂O) приблизительно равна 1 × 2 + 16 = 18 г/моль.

Молекулярная масса

Молекулярная масса (старое название - молекулярный вес) - это масса молекулы, рассчитанная как сумма масс каждого атома, входящего в состав молекулы, умноженных на количество атомов в этой молекуле. Молекулярная масса представляет собой безразмерную физическую величину, численно равную молярной массе. То есть, молекулярная масса отличается от молярной массы размерностью. Несмотря на то, что молекулярная масса является безразмерной величиной, она все же имеет величину, называемую атомной единицей массы (а.е.м.) или дальтоном (Да), и приблизительно равную массе одного протона или нейтрона. Атомная единица массы также численно равна 1 г/моль.

Расчет молярной массы

Молярную массу рассчитывают так:

• определяют атомные массы элементов по таблице Менделеева;
• определяют количество атомов каждого элемента в формуле соединения;
• определяют молярную массу, складывая атомные массы входящих в соединение элементов, умноженные на их количество.

Например, рассчитаем молярную массу уксусной кислоты

Она состоит из:

• двух атомов углерода
• четырех атомов водорода
• двух атомов кислорода

• углерод C = 2 × 12,0107 г/моль = 24,0214 г/моль
• водород H = 4 × 1,00794 г/моль = 4,03176 г/моль
• кислород O = 2 × 15,9994 г/моль = 31,9988 г/моль
• молярная масса = 24,0214 + 4,03176 + 31,9988 = 60,05196 g/mol

Наш калькулятор выполняет именно такой расчет. Можно ввести в него формулу уксусной кислоты и проверить что получится.

Вы затрудняетесь в переводе единицы измерения с одного языка на другой? Коллеги готовы вам помочь. Опубликуйте вопрос в TCTerms и в течение нескольких минут вы получите ответ.

• Обозначение - Fe (Iron);
• Период - IV;
• Группа - 8 (VIII);
• Атомная масса - 55,845;
• Атомный номер - 26;
• Радиус атома = 126 пм;
• Ковалентный радиус = 117 пм;
• Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
• t плавления = 1535°C;
• t кипения = 2750°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 1,83/1,64;
• Степень окисления: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Плотность (н. у.) = 7,874 г/см 3 ;
• Молярный объем = 7,1 см 3 /моль.

Соединения железа :

Железо является самым распространенным металлом в земной коре (5,1% по массе) после алюминия .

На Земле железо в свободном состоянии встречается в незначительных количествах в виде самородков, а также в упавших метеоритах.

Промышленным способом железо добывают на железнорудных месторождениях, из железосодержащих минералов: магнитного, красного, бурого железняка.

Следует сказать, что железо входит в состав многих природных минералов, обуславливая их природную окраску. Окраска минералов зависит зависит от концентрации и соотношения ионов железа Fe 2+ /Fe 3+ , а также от атомов, окружающих эти ионы. Например, присутствие примесей ионов железа влияет на окраску многих драгоценных и полудрагоценных камней: топазов (от бледно-желтого до красного), сапфиров (от голубого до темно-синего), аквамаринов (от светло-голубого до зеленовато-голубого) и проч.

Железо содержится в тканях животных и растений, например, в организме взрослого человека присутствует около 5 г железа. Железо является жизненно важным элементом, оно входит в состав белка гемоглобина, участвуя в транспортировке кислорода от легких к тканям и клеткам. При недостатке железа в организме человека развивается малокровие (железодефицитная анемия).

Рис. Строение атома железа .

Электронная конфигурация атома железа - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 2 электрона, находящихся на внешнем 4s-уровне + 6 электронов 3d-подуровня (всего 8 электронов), поэтому в соединениях железо может принимать степени окисления +8, +6, +4, +3, +2, +1, (наиболее часто встречаются +3, +2). Железо обладает средней химической активностью.

Рис. Степени окисления железа: +2, +3.

Физические свойства железа:

• металл серебристо-белого цвета;
• в чистом виде достаточно мягкий и пластичный;
• хобладает хорошей тепло- и электропроводимостью.

Железо существует в виде четырех модификаций (различаются строением кристаллической решетки): α-железо; β-железо; γ-железо; δ-железо.

Химические свойства железа

• реагирует с кислородом, в зависимости от температуры и концентрации кислорода могут образовываться различные продукты или смесь продуктов окисления железа (FeO, Fe 2 O 3 , Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ;
• окисление железа при низких температурах:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ;
• реагирует с водяным паром:
  3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 ;
• мелко раздробленное железо реагирует при нагревании с серой и хлором (сульфид и хлорид железа):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 ;
• при высоких температурах реагирует с кремнием, углеродом, фосфором:
  3Fe + C = Fe 3 C;
• с другими металлами и с неметаллами железо может образовывать сплавы;
• железо вытесняет менее активные металлы из их солей:
  Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
• с разбавленными кислотами железо выступает в роли восстановителя, образуя соли:
  Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ;
• с разбавленной азотной кислотой железо образует различные продукты восстановления кислоты, в зависимости от ее концентрации (N 2 , N 2 O, NO 2).

Получение и применение железа

Промышленное железо получают выплавкой чугуна и стали.

Чугун - это сплав железа с примесями кремния, марганца, серы, фосфора, углерода. Содержание углерода в чугуне превышает 2% (в стали менее 2%).

Чистое железо получают:

• в кислородных конверторах из чугуна;
• восстановлением оксидов железа водородом и двухвалентным оксидом углерода;
• электролизом соответствующих солей.

Чугун получают из железных руд восстановлением оксидов железа. Выплавку чугуна осуществляют в доменных печах. В качестве источника тепла в доменной печи используется кокс.

Доменная печь является очень сложным техническим сооружением высотой в несколько десятков метров. Она выкладывается из огнеупорного кирпича и защищается внешним стальным кожухом. По состоянию на 2013 год самая крупная доменная печь была построена в Южной Корее сталелитейной компанией POSCO на металлургическом заводе в городе Кванъян (объем печи после модернизации составил 6000 кубометров при ежегодной производительности 5 700 000 тонн).

Рис. Доменная печь .

Процесс выплавки чугуна в доменной печи идет непрерывно в течение нескольких десятилетий, пока печь не выработает свой ресурс.

Рис. Процесс выплавки чугуна в доменной печи .

• обогащенные руды (магнитный, красный, бурый железняк) и кокс засыпаются через колошник, расположенный в самом верху доменной печи;
• процессы восстановления железа из руды под действием оксида углерода (II) протекают в средней части доменной печи (шахте) при температуре 450-1100°C (оксиды железа восстанавливаются до металла):
  • 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 ;
  • часть двухвалентного оксида железа восстанавливается коксом: FeO + C = Fe + CO.
• параллельно идет процесс восстановления оксидов кремния и марганца (входят в железную руду в виде примесей), кремний и марганец входят в состав выплавляющегося чугуна:
  • SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• при термическом разложении известняка (вносится в доменную печь) образуется оксид кальция, который реагирует с оксидами кремния и алюминия, содержащихся в руде:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2 ;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3 ;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 .
• при 1100°C процесс восстановления железа прекращается;
• ниже шахты располагается распар, самая широкая часть доменной печи, ниже которой следует заплечник, в котором выгорает кокс и образуются жидкие продукты плавки - чугун и шлаки, накапливающиеся в самом низу печи - горне;
• в верхней части горна при температуре 1500°C в струе вдуваемого воздуха происходит интенсивное сгорание кокса: C + O 2 = CO 2 ;
• проходя через раскаленный кокс, оксид углерода (IV) превращается в оксид углерода (II), являющийся восстановителем железа (см. выше): CO 2 + C = 2CO;
• шлаки, образованные силикатами и алюмосиликатами кальция, располагаются выше чугуна, защищая его от действия кислорода;
• через специальные отверстия, расположенные на разных уровнях горна, чугун и шлаки выпускаются наружу;
• бОльшая часть чугуна идет на дальнейшую переработку - выплавку стали.

Сталь выплавляют из чугуна и металлолома конверторным способом (мартеновский уже устарел, хотя еще и применяется) или электроплавкой (в электропечах, индукционных печах). Суть процесса (передела чугуна) заключается в понижении концентрации углерода и других примесей путем окисления кислородом.

Как уже было сказано выше, концентрация углерода в стали не превышает 2%. Благодаря этому, сталь в отличие от чугуна достаточно легко поддается ковке и прокатке, что позволяет изготавливать из нее разнообразные изделия, обладающие высокой твердостью и прочностью.

Твердость стали зависит от содержания углерода (чем больше углерода, тем тверже сталь) в конкретной марке стали и условий термообработки. При отпуске (медленном охлаждении) сталь становится мягкой; при закалке (быстром охлаждении) сталь получается очень твердой.

Для придания стали нужных специфических свойств в нее добавляют лигирующие добавки: хром, никель, кремний, молибден, ванадий, марганец и проч.

Чугун и сталь являются важнейшими конструкционными материалами в подавляющем большинстве отраслей народного хозяйства.

Биологическая роль железа:

• в организме взрослого человека содержится около 5 г железа;
• железо играет важную роль в работе кроветворных органов;
• железо входит в состав многих сложных белковых комплексов (гемоглобина, миоглобина, различных ферментов).

Железа(II) сульфат , сульфат железа (III) .

Химические свойства

Двухвалентное сернокислое железо – неорганическое соединение, соль образованная серной кислотой и железом. Вещество не имеет запаха, не летуче. Безводная форма имеет вид бесцветных не прозрачных мелких гигрокопичных кристаллов. Кристаллогидраты имеют характерный зеленовато-голубой окрас, тетрагидраты зеленого цвета. Химическая формула Сульфата Железа 2: FeSO4 , рацемическая: O4SFe . На вкус соединение вяжущее, с привкусом металла. Средство хорошо растворяется в воде. Молекулярная масса = 151,9 грамм на моль.

Вещество выделяется из железного купороса . Раствор сульфата Fe(2) под действием кислорода окисляется в переходит в Сульфат Железа 3. Разлагается при температуре выше 480 градусов Цельсия на оксиды.

Сульфат Железа 2 можно получить при воздействии разбавленной серной кислоты на обрезки железа; в виде побочного продукта реакции травления железных листов, при удалении окалины, при окислительном обжиге пирита.

Гидролиз Сульфата Железа 2 протекает по катиону в кислой среде. Первая ступень гидролиза: Fe2+ + SO42- + HOH ↔ FeOH+ + SO42- + H+; теоретически может протекать и вторая ступень гидролиза: FeOH+ + SO42- + HOH ↔ Fe(OH)2↓ + SO42- + H+.

Вещество применяют:

• для окраски изделий и шерстяной ткани в черный цвет, при производстве чернила, при консервировании древесины;
• в химической дозиметрии, для обработки садовых деревьев в сельском хозяйстве;
• в медицине при лечении железодефицитной анемии .

Сернокислое железо 3 или тетрасульфид 6 железа 3 – это светло-желтые парамагнитные мелкие кристаллы. Вещество хорошо растворяется в воде, медленно – в этиловом спирте. Химическая формула Сульфата Железа 3: Fe2(SО4)3 , рацемическая: Fe2O12S3 . Вещество обладает способностью кристаллизоваться в форме кристаллогидратов Fe2(SO4)3 n H2O . Наибольшее значение имеет нонагидрат сульфата железа(III) . Водные растворы приобретают красно-коричневую окраску из-за реакции гидролиза, протекающей по катиону. Соединение разлагается под действие горячей воды и высоких температур. При 98 градусах нонагидрат превращается в тетрагидрат , при температуре выше 125 градусов – в моногидрат и выше 175 – в безводный сульфат Fe , который при температуре более 600 градусов разлагается на оксиды серы и железа.

Вещество используют:

• при переработке медной руды, для очистки сточных вод, промышленных и коммунальных стоков;
• при окраске ткани и дублении в кожевельном производстве;
• в качестве флотационного регулятора, в виде катализатора некоторых реакций или окислителя;
• в медицине в качестве кровоостанавливающего средства.

Фармакологическое действие

Противоанемическое, устраняющее железодефицит. Кровоостанавливающее (Сульфат Железа 3).

Фармакодинамика и фармакокинетика

Железо является основным микроэлементом, входящим в состав , миоглобина и прочих компонентов крови. Вещество принимает участие в окислительно-восстановительных реакциях, связывается и переносит молекулы кислорода по организму, стимулирует гемопоэз и эритропоэз . Сульфат Железа обеспечивает синтез всех железосодержащих метаболитов. После поступления Fe с пищей, оно усваивается в двенадцатиперстной кишке и переносится в депо тканей с помощью ферментов трансферетинов .

После приема лекарства внутрь, его активные компоненты полностью усваиваются организмом. Максимальная концентрация в крови наблюдается через 2-4 часа.

Показания к применению

Средство используют:

• для лечения и профилактики железодефицитной анемии у детей и взрослых;
• при нарушении всасывания железа из пищеварительного тракта;
• у пациентов с повышенной потребностью в железе, при , кормлении грудью, во время интенсивного роста, при несбалансированном питании;
• при хроническом , сопровождающимся секреторной недостаточностью;
• на некоторых стадиях лечения B12-дефицитной анемии ;
• при обострении ;
• во время реабилитации после резекции желудка ;
• для лечения недоношенных детей;
• для стимуляции во время инфекционных заболеваний и при ;
• при лечении пациентов с ахлоргидрией , хронической , болезнью Крона , синдромом мальабсорбции .

Противопоказания

Сульфат Железа 2 противопоказан к приему:

• при на средство;
• у пациентов с нарушениями обменных процессов в организме, при гемосидерозе , гемохроматозе ;
• больным с дисфункцией ЖКТ, которая препятствует всасыванию железа;
• при апластической и гемолитической анемии ;
• пациентам с талассемией .

Побочные действия

Побочные реакции во время лечения Сульфатом Железа возникают не часто.

Могут проявиться:

• , головная боль , общая слабость и раздражительность, эпилептический синдром и ;
• чувство давления в груди, или , тошнота;
• зубная боль, боль в эпигастральной области;
• высыпания на коже, зуд, боль в горле;
• очень редко – анафилактические реакции .

Инструкция по применению (Способ и дозировка)

Лекарство назначают внутрь. Минимальная эффективная дозировка в пересчете на элементарное железо составляет 100 мг. Максимальное количество лекарства, которое можно принять – до 400 мг.

В профилактических целях назначают от 30 до 60 мг элементарного железа в сутки.

Передозировка

При передозировке усиливаются побочные реакции от приема лекарства. Возникают: диарея , тошнота, болезненные ощущения в животе, рвота, и рост ЧСС, повышается проницаемость капилляров, возможен сердечно-сосудистый коллапс . В качестве терапии промывают желудок, вводят дефероксамин для связывания ионов железа.

Взаимодействие

При сочетании с улучшается всасывание препаратов железа.

Сочетанный прием сульфата и антацидных средств с магнием, алюминием, кальцием, пеницилламином и колестирамином замедляет всасывание железа.

При сочетании лекарства с ГКС взаимно усиливается эритропоэз .

Условия хранения

Препараты хранят в сухом, темном, прохладном месте в оригинальной упаковке. Нельзя использовать лекарство после истечения срока годности.

Особые указания

Во время лечения Сульфатом Железа ii может наблюдаться окрашивание кала в черный цвет и потемнение эмали зубов.

При заболеваниях почек и печени железо может накапливаться в организме.

Особую осторожность соблюдают при лечении пациентов с язвенной болезнью желудка и 12-персной кишки , при язвенном колите и энтерите .