Železo, ferrum, ₂₆Fe

Železo je v zemské kůře čtvrtý nejrozšířenější prvek po O, Si, Al. V přírodě se vzácně objevuje ryzí – meteorické, běžné je ve sloučeninách: magnetit (magnetovec) FeO ∙ Fe₂O₃, hematit (krevel) Fe₂O₃, limonit (hnědel) Fe₂O₃ ∙ n H₂O, siderit (ocelek) FeCO₃, pyrit FeS₂ (krychlová soustava), markazit FeS₂ (kosočtverečná soustava). Železo (II) je součástí červeného krevního barviva hemoglobinu.

Připravit železo lze redukcí z oxidů například vodíkem:

Fe₂O₃ + 3 H₂ → 2 Fe + 3 H₂O

Můžeme použít tepelný rozklad železnatých solí karboxylových kyselin (např. šťavelanu železnatého):

(COO)₂Fe → Fe + 2 CO₂

Takto získané železo je na vzduchu samozápalné.

Výroba surového železa

Výroba probíhá ve vysoké peci redukcí rud koksem (uhlíkem) při teplotě 1 600 °C - 2 000 °C za přítomnosti struskotvorných přísad (vápenec, dolomit) a vzduchu.

Obr. 1: Schéma vysoké pece

V dolní části pece probíhá hoření koksu:

C + O₂ → CO₂     Q_m = – 393 kJ ∙ mol^–1

A přímá redukce:

Fe₂O₃ + 3 C → 2 Fe + 3 CO

Fe₃O₄ + 4 C → 3 Fe + 4 CO

FeO + C → Fe + CO

V horní části pece se oxid uhličitý redukuje na oxid uhelnatý:

CO₂ + C → 2 CO   Q_m = 172 kJ ∙ mol^–1

A probíhá nepřímá redukce:

3 Fe₂O₃ + CO → 2 Fe₃O₄ + CO₂

Fe₃O₄ + CO → 3 FeO + CO₂

FeO + CO → Fe + CO₂

Surové železo obsahuje příměsi: 3 % - 5 % uhlíku, 2 % křemíku a další prvky, takže není kujné. Ochlazením surového železa vzniká křehká a těžká litina, která se používá k výrobě radiátorů, poklopů na kanály a stojanů.

Z většiny surového železa se vyrábí ocel. Výroba oceli spočívá ve snížení obsahu uhlíku (pod 1,7 %), křemíku, manganu a fosforu oxidací vzdušným kyslíkem. Probíhá v konvertorech s kyselou nebo zásaditou vyzdívkou, v Siemens-Martinských pecích, kde se využívá k oxidaci rezavý šrot, nebo v elektrických pecích. Vzniklá ocel se může obohacovat jinými kovy (legování), čímž vznikají různé typy oceli např. chromniklová nerez ocel, velmi tvrdá wolframová ocel, s přídavkem manganu a chromu pružinová ocel.

Vlastnosti

Železo je stříbrobílý lesklý kov, měkký, křehký, kujný a feromagnetický. Železo koroduje do hloubky – vzniká Fe₂O₃ ∙ n H₂O. Reaguje se zředěnými kyselinami:

Fe + 2 HCl → FeCl₂ + H₂

Fe + H₂SO₄ → Fe SO₄ + H₂

Fe + 4 HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + NO + 2 H₂O

Nereaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou, proto se kyselina sírová může přepravovat v železných cisternách. Reaguje s kyslíkem, sírou a chlorem.

Použití

Čisté železo nemá výhodné vlastnosti, takže se používá jen v laboratořích a na jádra elektromagnetů. Vyrábí se z něj ocel, která má široké využití.

Sloučeniny železa

Sloučeniny železnaté obsahují kation Fe²⁺. Ve vodných roztocích jsou kationty Fe²⁺ hydratovány, takže tvoří zelené kationty [Fe(H₂O)₆]²⁺. Kationty Fe²⁺ mají redukční účinky:

Fe²⁺ + Ag⁺ → Ag + Fe³⁺

Železnaté sloučeniny se pomalu oxidují vzdušným kyslíkem na stálejší sloučeniny železité, které jsou žlutohnědé.

Oxid železnatý FeO je černý prášek, na vzduchu se oxiduje na oxid železitý, který je červený.

Šedozelený hydroxid železnatý Fe(OH)₂ vzniká srážením roztoků železnatých solí roztokem alkalického hydroxidu:

Fe²⁺ + 2 OH^– → Fe(OH)₂    šedozelená sraženina

Heptahydrát síranu železnatého (zelená skalice) FeSO₄ ∙ 7 H₂O je zelená krystalická látka, na vzduchu se oxiduje na síran železitý a hnědne.

Obr. 2: Zelená skalice

Hexahydrát síranu amonnoželeznatého (Mohrova sůl) (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ ∙ 6 H₂O je zelená krystalická látka, nepodléhá oxidaci vzdušným kyslíkem. Používá se v analytické chemii.

Tetrahydrát chloridu železnatého FeCl₂ ∙ 4 H₂O je světle zelená krystalická látka.

Sulfid železnatý FeS má černou barvu, je nerozpustný ve vodě, reaguje s kyselinami a používá se na přípravu sulfanu:

FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S

Hydrogenuhličitan železnatý Fe(HCO₃)₂ se vyskytuje v pitné vodě. Oxidací vzdušným kyslíkem se vylučuje rezavá sraženina hydroxidu železitého.

Sloučeniny železité obsahují kation Fe³⁺. Z vodných roztoků krystalizují železité soli jako bledě růžové až bílé hydráty. Kationty Fe³⁺ mají sklon k hydrolýze a mají oxidační účinky:

Fe + 2 Fe³⁺ → 3 Fe²⁺

Zn + 2 Fe³⁺  → Zn²⁺ + 2 Fe²⁺

Cu + 2 Fe³⁺ → Cu²⁺ + 2 Fe²⁺

Tyto reakce probíhají v kyselém prostředí.

Oxid železitý Fe₂O₃ je červená pevná látka, která má schopnost jinou látku zabarvit, proto se používá jako pigment.

Oxid železnatoželezitý Fe₃O₄ (FeO ∙ Fe₂O₃) vzniká působením vodní páry na rozžhavené železo.

Hydroxid železitý Fe(OH)₃ vzniká srážením roztoků železitých solí roztokem alkalického hydroxidu:

Fe³⁺ + 3 OH^– →  Fe(OH)₃

Má hnědou barvu a používá se k přípravě železitých sloučenin.

Síran železitý Fe₂(SO₄)₃ se přípravuje reakcí oxidu železitého s koncentrovanou kyselinou sírovou:

Fe₂O₃ + 3 H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3 H₂O

Vodný roztok hydrolyzuje, proto má hnědou barvu.

Dodekahydrát síranu amonnoželezitého (kamenec amonnoželezitý) (NH₄)Fe(SO₄)₂ ∙ 12 H₂O tvoří světle fialové krystalky.

Červenohnědý chlorid železitý FeCl₃ se připravuje reakcí železa s chlorem:

2 Fe + 3 Cl₂ → 2 FeCl₃

Hexahydrát chloridu železitého FeCl₃  ∙ 6 H₂O vzniká reakcí kyseliny chlorovodíkové s oxidem nebo hydroxidem železitým:

Fe₂O₃ + 6 HCl → 2 FeCl₃ + 3 H₂O

Fe(OH)₃ + 3 HCl → FeCl₃ + 3 H₂O

Z vodného roztoku krystalizuje žlutý.

Koordinační sloučeniny železa

Hexakyanoželeznatan draselný (ferrokyanid draselný, žlutá krevní sůl) K₄[Fe(CN)₆] se používá v analytické chemii k důkazu železitých iontů, vzniká sraženina berlínské modři:

Fe³⁺ + [Fe(CN)₆]^4- _→  Fe₄[Fe(CN)₆]₃

Hexakyanoželezitan draselný (ferrikyanid draselný, červená krevní sůl) K₃[Fe(CN)₆] má použití rovněž v analytické chemii k důkazu železnatých iontů, vzniká sraženina Turnbullovy modři:

Fe²⁺ + [Fe(CN)₆]^3- → Fe₃[Fe(CN)₆]₂

K důkazu železitých iontů slouží i reakce:

Fe³⁺ + SCN^– → [Fe(SCN)]²⁺

Vzniklá koordinační sloučenina s thiokyanatoželezitým kationtem má červenou barvu.

Zdroje

• BÁRTA, Milan. Chemické prvky kolem nás. 1. vydání. Brno: Edika, 2012. 112s. ISBN 978-80-266-0097-8.
• BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRANOVÁ. Odmaturuj z chemie. 1.vydání. Brno: Didaktis, 2002. 208 s. ISBN 80-86285-56-1.
• DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. 1. vydání. Olomouc: Rubico, 2000. 238 s. ISBN 80-85839-42-3.
• FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001. 120 s. ISBN 80-7235-147-8.
• KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie I v kostce. 1. vydání. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996. 120 stran. ISBN 80-7200-056-X.
• ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996. 262 stran. ISBN 80-7182-003-2.

Obrázky

• Obr. 1: Chlumová, Martina.  http://dumy.cz [online]. [cit. 2014-5-10]. Dostupný na www: http://view.officeapps.live.com/op/view.aspx?src=http://dumy.cz/nahled/66606.
• Obr. 2: Mangl, Ondřej. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-5-12]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:S%C3%ADran_%C5%BEeleznat%C3%BD.JPG?uselang=cs.
• Obr. 3: Alchemist-hp. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-5-10]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Iron_electrolytic_and_1cm3_cube.jpg?uselang=cs.
• Obr. 4: Kaiser, Norbert. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-5-10]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Magnetit_(01tm).JPG.
• Obr. 5: Karelj. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-5-10]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hematit_1.jpg?uselang=cs.
• Obr. 6: Grobe, Hannes. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-5-10]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Siderit-farmsen.jpg?uselang=cs.
• Obr. 7: Radtke, Christoph. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-3-14]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Pyrit_1.jpg?uselang=cs.
• Obr. 8: Groh, Honza. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-5-10]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Ostrava,_V%C3%ADtkovice,_Hlubina,_vysok%C3%A9_pece.jpg?uselang=cs.
• Obr. 9: Yikrazuul. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-5-10]. Dostupný na www http://commons.wikimedia.org/wiki/Blood#mediaviewer/File:Heme_b.svg.