Как найти массовое число атома железа - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Характеристика железа

Положение в ПСХЭ

Железо (Fe) располагается в 4 периоде, в VIII группе, побочной подгруппе, имеет порядковый номер 26.

Атомные числа

A (массовое число) = 56
P (число протонов) = 26
N (число нейтронов) = A – Z = 56 – 26 = 30
ē (число электронов) = 26

Электронное строение атома

Fe
+26

₂₆Fe 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²

Валентные электроны

₂₆Fe

↑↓

↑

↑↓

₂₆Fe^*

↑↓

↑

Степени окисления

минимальная: 0

максимальная: +6

Свойства простого вещества

Железо – d-элемент, металл.

Высший гидроксид

H₂FeO₄ – железная кислота (несуществует, но существуют соли железной кислоты, например, феррат калия с формулой K₂FeO₄).

Источник

Загрузить PDF

Если таблица Менделеева кажется вам сложной для понимания, вы не одиноки! Хотя бывает непросто понять ее принципы, умение работать с ней поможет при изучении естественных наук. Для начала изучите структуру таблицы и то, какую информацию можно узнать из нее о каждом химическом элементе. Затем можно приступить к изучению свойств каждого элемента. Наконец, с помощью таблицы Менделеева можно определить число нейтронов в атоме того или иного химического элемента.

1
Таблица Менделеева, или периодическая система химических элементов, начинается в левом верхнем углу и заканчивается в конце последней строки таблицы (в нижнем правом углу). Элементы в таблице расположены слева направо в порядке возрастания их атомного номера. Атомный номер показывает, сколько протонов содержится в одном атоме. Кроме того, с увеличением атомного номера возрастает и атомная масса. Таким образом, по расположению того или иного элемента в таблице Менделеева можно определить его атомную массу.
- Атомная масса увеличивается слева направо и сверху вниз, поскольку в атомах элементов с бо́льшим номером содержится больше протонов и нейтронов. Каждый последующий элемент содержит больше протонов, чем предыдущий, поэтому возрастает и его атомная масса.
- В атомной массе не учитываются электроны, поскольку они весят намного меньше, чем протоны и нейтроны.^[1]
2
Как видно, каждый следующий элемент содержит на один протон больше, чем предшествующий ему элемент. Это очевидно, если посмотреть на атомные номера. Атомные номера возрастают на один при движении слева направо. Поскольку элементы расположены по группам, некоторые ячейки таблицы остаются пустыми.^[2]
- Например, первая строка таблицы содержит водород, который имеет атомный номер 1, и гелий с атомным номером 2. Однако они расположены на противоположных краях, так как принадлежат к разным группам.
3
Узнайте о группах, которые включают в себя элементы со схожими физическими и химическими свойствами. Элементы каждой группы располагаются в соответствующей вертикальной колонке. Как правило, они обозначаются одним цветом, что помогает определить элементы со схожими физическими и химическими свойствами и предсказать их поведение.^[3] Все элементы той или иной группы имеют одинаковое число электронов на внешней оболочке.^[4]
- Водород можно отнести как к группе щелочных металлов, так и к группе галогенов. В некоторых таблицах его указывают в обеих группах.
- В большинстве случаев группы пронумерованы от 1 до 18, и номера ставятся вверху или внизу таблицы. Номера могут быть указаны римскими (например, IA) или арабскими (например,1A или 1) цифрами.
- При движении вдоль колонки сверху вниз говорят, что вы «просматриваете группу».
4
Узнайте, почему в таблице присутствуют пустые ячейки. Элементы упорядочены не только в соответствии с их атомным номером, но и по группам (элементы одной группы обладают схожими физическими и химическими свойствами). Благодаря этому можно легче понять, как ведет себя тот или иной элемент. Однако с ростом атомного номера не всегда находятся элементы, которые попадают в соответствующую группу, поэтому в таблице встречаются пустые ячейки.^[5]
- Например, первые 3 строки имеют пустые ячейки, поскольку переходные металлы встречаются лишь с атомного номера 21.
- Элементы с атомными номерами с 57 по 71 относятся к редкоземельным элементам, и обычно их выносят в отдельную подгруппу в нижнем правом углу таблицы.
5
Каждая строка таблицы представляет собой период. Все элементы одного периода имеют одинаковое число атомных орбиталей, на которых расположены электроны в атомах. Количество орбиталей соответствует номеру периода. Таблица содержит 7 строк, то есть 7 периодов.^[6]
- Например, атомы элементов первого периода имеют одну орбиталь, а атомы элементов седьмого периода — 7 орбиталей.
- Как правило, периоды обозначаются цифрами от 1 до 7 слева таблицы.
- При движении вдоль строки слева направо говорят, что вы «просматриваете период».
6
Научитесь различать металлы, металлоиды и неметаллы. Вы лучше будете понимать свойства того или иного элемента, если сможете определить, к какому типу он относится. Для удобства в большинстве таблиц металлы, металлоиды и неметаллы обозначаются разными цветами. Металлы находятся в левой, а неметаллы — в правой части таблицы. Металлоиды расположены между ними.^[7]
- Помните, что по свойствам водород можно отнести как к щелочным металлам, так и к галогенам, поэтому он может иметь разный цвет и располагаться в двух ячейках.
- Металлические элементы блестят, являются твердыми при комнатной температуре (за исключением ртути), хорошо проводят тепло и электрический заряд и достаточно пластичны.
- Неметаллы не имеют выраженного блеска, плохо проводят тепло и электрический заряд, обладают низкой пластичностью. Как правило, при комнатной температуре неметаллические элементы представляют собой газ, но при определенных температурах и давлениях они могут принимать жидкое или твердое состояние.
- Металлоиды совмещают в себе свойства металлов и неметаллов.^[8]
Реклама

1
Каждый элемент обозначается одной или двумя латинскими буквами. Как правило, символ элемента приведен крупными буквами в центре соответствующей ячейки. Символ представляет собой сокращенное название элемента, которое совпадает в большинстве языков. При проведении экспериментов и работе с химическими уравнениями обычно используются символы элементов, поэтому полезно помнить их.^[9]
- Обычно символы элементов являются сокращением их латинского названия, хотя для некоторых, особенно недавно открытых элементов, они получены из общепринятого названия. К примеру, гелий обозначается символом He, что близко к общепринятому названию в большинстве языков. В то же время железо обозначается как Fe, что является сокращением его латинского названия.
2
Обратите внимание на полное название элемента, если оно приведено в таблице. Это «имя» элемента используется в обычных текстах. Например, «гелий» и «углерод» являются названиями элементов. Обычно, хотя и не всегда, полные названия элементов указываются под их химическим символом.^[10]
- Иногда в таблице не указываются названия элементов и приводятся лишь их химические символы.
3
Найдите атомный номер. Обычно атомный номер элемента расположен вверху соответствующей ячейки, посередине или в углу. Он может также находиться под символом или названием элемента. Элементы имеют атомные номера от 1 до 118.^[11]
- Атомный номер всегда является целым числом.
4
Помните о том, что атомный номер соответствует числу протонов в атоме. Все атомы того или иного элемента содержат одинаковое количество протонов. В отличие от электронов, количество протонов в атомах элемента остается постоянным. В противном случае получился бы другой химический элемент!^[12]
- По атомному номеру элемента можно также определить количество электронов и нейтронов в атоме.
5
Обычно количество электронов равно числу протонов. Исключением является тот случай, когда атом ионизирован. Протоны имеют положительный, а электроны — отрицательный заряд. Поскольку атомы обычно нейтральны, они содержат одинаковое количество электронов и протонов. Тем не менее, атом может захватывать электроны или терять их, и в этом случае он ионизируется.^[13]
- Ионы имеют электрический заряд. Если в ионе больше протонов, то он обладает положительным зарядом, и в этом случае после символа элемента ставится знак «плюс». Если ион содержит больше электронов, он имеет отрицательный заряд, что обозначается знаком «минус».
- Знаки «плюс» и «минус» не ставятся, если атом не является ионом.
Реклама

1
Найдите атомную массу. Обычно атомную массу указывают внизу ячейки, под символом элемента. Атомная масса представляет собой сумму масс частиц, составляющих ядро атома, то есть протонов и нейтронов. Однако элементы имеют изотопы, поэтому атомная масса является средней величиной с учетом их распространенности в природе.^[14]
- Поскольку атомная масса представляет собой среднюю величину, для большинства элементов она записывается в виде десятичной дроби.
- Хотя может показаться, что атомная масса всегда возрастает при движении слева направо и сверху вниз, это справедливо не во всех случаях.
2
Найдите массовое число конкретного элемента. Поскольку в атомной массе учитываются все изотопы элемента, для определения массового числа достаточно округлить приведенную в таблице атомную массу до ближайшего целого числа.^[15]
- Например, атомная масса углерода составляет 12,011, после округления получаем 12. Для железа, атомная масса которого равна 55,847, получаем 56.
3
Вычтите из массового числа атома его атомный номер, чтобы найти количество нейтронов. Масса атома представляет сумму масс протонов и нейтронов. Ввиду этого можно легко определить число нейтронов — достаточно вычесть из массового числа атомный номер, то есть количество протонов!^[16]
- Используйте следующую формулу: Число нейтронов = Массовое число – Число протонов.
- Например, массовое число углерода равно 12, и атом углерода имеет 6 протонов. Поскольку 12 – 6 = 6, атом углерода содержит 6 нейтронов.
- Массовое число железа составляет 56, и его атом содержит 26 протонов. Так как 56 – 26 = 30, в атоме железа содержится 30 нейтронов.
- Изотопы элементов имеют разное количество нейтронов, благодаря чему меняется их атомная масса.
Реклама

Советы

Многим сложно освоить таблицу Менделеева. Не расстраивайтесь, если столкнетесь с определенными трудностями!
Хотя цвета могут меняться, они передают одну и ту же информацию.
Встречаются упрощенные таблицы. Например, в таблице могут содержаться лишь символы элементов и их атомные номера. Выберите такую таблицу, которая подходит для ваших целей.

Об этой статье

Эту страницу просматривали 250 025 раз.

Была ли эта статья полезной?

Источник

Перейти к контенту

Условие задачи:

Сколько нейтронов в ядре (_{26}^{55}Fe)?

Задача №11.6.1 из «Сборника задач для подготовки к вступительным экзаменам по физике УГНТУ»

Дано:

(_{26}^{55}Fe), (N-?)

Решение задачи:

Исходя из записи химического элемента (_{26}^{55}Fe) понятно, что его зарядовое число (Z) равно 26, а массовое число (A) равно 55.

Зарядовое число (Z) – это общее количество всех электронов на электронной оболочке атома или протонов, содержащихся в ядре, данного химического элемента. Это число одинаково для всех изотопов данного химического элемента.

Массовое число (A) – это сумма числа протонов и нейтронов, то есть число нуклонов. Так как изотопы отличаются количеством нейтронов в ядре, то массовое число у изотопов данного химического элемента различно.

Исходя из сказанного нетрудно догадаться, что число нейтронов (N) можно определить по формуле:

[N = A – Z]

[N = 55 – 26 = 29]

Ответ: 29.

Если Вы не поняли решение и у Вас есть какой-то вопрос или Вы нашли ошибку, то смело оставляйте ниже комментарий.

Смотрите также задачи:

11.5.32 При какой скорости движения кинетическая энергия частицы вдвое больше ее энергии
11.6.2 На сколько отличаются количества нейтронов в ядрах урана 92U238 и нептуния 93Ne237?
11.6.3 Атом лития содержит 3 электрона, 3 протона, 4 нейтрона. Чему равно массовое число ядра

( 5 оценок, среднее 4.2 из 5 )

Источник

Железо, свойства атома, химические и физические свойства.

Fe 26 Железо

55,845(2) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁶ 4s²

Железо — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Расположен в 8-й группе (по старой классификации — побочной подгруппе восьмой группы), четвертом периоде периодической системы.

Атом и молекула железа. Формула железа. Строение атома железа

Изотопы и модификации железа

Свойства железа (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства железа

Химические свойства железа. Взаимодействие железа. Химические реакции с железом

Получение железа

Применение железа

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Атом и молекула железа. Формула железа. Строение атома железа:

Железо (лат. Ferrum) – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением Fe и атомным номером 26. Расположен в 8-й группе (по старой классификации – побочной подгруппе восьмой группы), четвертом периоде периодической системы.

Железо – металл. Относится к группе переходных металлов. Относится к чёрным металлам.

Железо обозначается символом Fe.

Как простое вещество железо при нормальных условиях представляет собой ковкий, вязкий металл серебристо-белого цвета с сероватым оттенком с высокой химической реакционной способностью. Собственно железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8 %), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. На практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром, марганец, никель и др.).

Молекула железа одноатомна.

Химическая формула железа Fe.

Электронная конфигурация атома железа 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁶ 4s². Потенциал ионизации (первый электрон) атома железа равен 762,47 кДж/моль (7,9024681(12) эВ).

Строение атома железа. Атом железа состоит из положительно заряженного ядра (+26), вокруг которого по четырем оболочкам движутся 26 электронов. При этом 24 электрона находятся на внутреннем уровне, а 2 электрона – на внешнем. Поскольку железо расположено в четвертом периоде, оболочек всего четыре. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Третья – внутренняя оболочка представлена s-, р- и d-орбиталями. Четвертая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внутреннем энергетическом уровне атома железа на 3d-орбитали находится два спаренных и четыре неспаренных электрона. На внешнем энергетическом уровне атома железа – на s-орбитали находится два спаренных электрона. В свою очередь ядро атома железа состоит из 26 протонов и 30 нейтронов.

Радиус атома железа (вычисленный) составляет 156 пм.

Атомная масса атома железа составляет 55,845(2) а. е. м.

Железо – один из самых распространённых в земной коре металлов – занимает четвертое место. Содержание в земной коре железа составляет 6,3 % (по массе). По этому показателю железо уступает только кислороду, кремнию и алюминию.

Изотопы и модификации железа:

Свойства железа (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

Подробные сведения на сайте ChemicalStudy.ru

100	Общие сведения
101	Название	Железо
102	Прежнее название
103	Латинское название	Ferrum
104	Английское название	Iron
105	Символ	Fe
106	Атомный номер (номер в таблице)	26
107	Тип	Металл
108	Группа	Амфотерный, переходный, чёрный металл
109	Открыт	Известно с глубокой древности
110	Год открытия	до 5000 года до н. э.
111	Внешний вид и пр.	Ковкий, вязкий металл серебристо-белого цвета с сероватым оттенком
112	Происхождение	Природный материал
113	Модификации
114	Аллотропные модификации	5 аллотропных модификации железа: – α-железо (феррит) с кубической объемно-центрированной кристаллической решёткой и свойствами ферромагнетика, – β-железо с кубической объёмно-центрированной кристаллической решёткой, отличающееся от α-железа параметрами кристаллической решётки и свойствами парамагнетика. β-железо служит для обозначения α-железа выше точки Кюри (точка Кюри железа 769 °C), – γ-железо (аустенит) с кубической гранецентрированной кристаллической решёткой, – δ-железо с кубической объёмно-центрированной кристаллической решёткой, – ε-железо с гексагональной плотноупакованной кристаллической решёткой
115	Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга*
116	Конденсат Бозе-Эйнштейна
117	Двумерные материалы
118	Содержание в атмосфере и воздухе (по массе)	0 %
119	Содержание в земной коре (по массе)	6,3 %
120	Содержание в морях и океанах (по массе)	3,0·10^-7 %
121	Содержание во Вселенной и космосе (по массе)	0,11 %
122	Содержание в Солнце (по массе)	0,1 %
123	Содержание в метеоритах (по массе)	0,22 %
124	Содержание в организме человека (по массе)	0,006 %
200	Свойства атома
201	Атомная масса (молярная масса)	55,845(2) а. е. м. (г/моль)
202	Электронная конфигурация	1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁶ 4s²
203	Электронная оболочка	K2 L8 M14 N2 O0 P0 Q0 R0
204	Радиус атома (вычисленный)	156 пм
205	Эмпирический радиус атома*	140 пм
206	Ковалентный радиус*	123 пм – low-spin, 152 пм – high-spin
207	Радиус иона (кристаллический)	Fe²⁺ low spin 75 (6) пм, Fe³⁺ low spin 69 (6) пм, Fe⁴⁺ low spin 72,5 (6) пм, Fe⁶⁺ low spin 39 (4) пм, Fe²⁺ high spin 92 (6) пм, Fe³⁺ high spin 78,5 (6) пм (в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)
208	Радиус Ван-дер-Ваальса
209	Электроны, Протоны, Нейтроны	26 электронов, 26 протонов, 30 нейтронов
210	Семейство (блок)	элемент d-семейства
211	Период в периодической таблице	4
212	Группа в периодической таблице	8-ая группа (по старой классификации – побочная подгруппа 8-ой группы)
213	Эмиссионный спектр излучения
300	Химические свойства
301	Степени окисления	-4, -2, -1, 0, +1, +2 , +3 , +4, +5, +6 , +7
302	Валентность	II, III
303	Электроотрицательность	1,83 (шкала Полинга)
304	Энергия ионизации (первый электрон)	762,47 кДж/моль (7,9024681(12) эВ)
305	Электродный потенциал	Fe²⁺ + 2e^– → Fe, E^o = -0,440 В, Fe³⁺ + e^– → Fe²⁺, E^o = +0,771, Fe³⁺ + 3e^– → Fe, E^o = -0,037 В
306	Энергия сродства атома к электрону	14,785(4) кДж/моль (0,153236(35) эВ)
400	Физические свойства
401	Плотность	7,874 г/см³ (при 0 °C/20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело), 6,98 г/см³ (при температуре плавления 1538 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – жидкость), 6,9 г/см³ (при 1589 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – жидкость)
402	Температура плавления*	1538 °C (1811 K, 2800 °F)
403	Температура кипения*	2861 °C (3134 K, 5182 °F)
404	Температура сублимации
405	Температура разложения
406	Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом
407	Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл)*	13,81 кДж/моль
408	Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип)*	340 кДж/моль
409	Удельная теплоемкость при постоянном давлении	0,448 Дж/г·K (при 25 °C), 0,64 Дж/г·K (при 0-1000 °C)
410	Молярная теплоёмкость*	25,10 Дж/(K·моль)
411	Молярный объём	7,0923 см³/моль
412	Теплопроводность	80,4 Вт/(м·К) (при стандартных условиях), 80,4 Вт/(м·К) (при 300 K)
500	Кристаллическая решётка
511	Кристаллическая решётка #1	α-железо (феррит)
512	Структура решётки	Кубическая объёмно-центрированная
513	Параметры решётки	2,866 Å
514	Отношение c/a
515	Температура Дебая	460 K
516	Название пространственной группы симметрии	Im_ 3m
517	Номер пространственной группы симметрии	229
511	Кристаллическая решётка #2	γ-железо (аустенит)
512	Структура решётки	Кубическая гранецентрированная
513	Параметры решётки	3,656 Å
514	Отношение c/a
515	Температура Дебая
516	Название пространственной группы симметрии	Fm_ 3m
517	Номер пространственной группы симметрии	225
521	Кристаллическая решётка #3	δ-железо
522	Структура решётки	Кубическая объёмно-центрированная
523	Параметры решётки	2,93 Å
524	Отношение c/a
525	Температура Дебая
526	Название пространственной группы симметрии	Im_ 3m
527	Номер пространственной группы симметрии	229
900	Дополнительные сведения
901	Номер CAS	7439-89-6

Примечание:

205* Эмпирический радиус атома железа согласно [1] и [3] составляет 126 пм.

206* Ковалентный радиус железа согласно [1] составляет 132±3 пм (low-spin) и 152±6 пм (high-spin), ковалентный радиус железа согласно [3] [Россия] составляет 117 пм.

402* Температура плавления железа согласно [3] и [4] составляет 1538,85 °C (1812 К, 2801,93 °F) и 1539 °C (1812,15 К, 2802,2 °F) соответственно.

403* Температура кипения железа согласно [4] составляет 2870 °C (3143,15 К, 5198 °F).

407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл) железа согласно [3] и [4] составляет 13,8 кДж/моль.

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип) железа согласно [4] составляет 350 кДж/моль.

410* Молярная теплоемкость железа согласно [3] составляет 25,14 Дж/(K·моль).

Физические свойства железа:

Химические свойства железа. Взаимодействие железа. Химические реакции с железом:

1. Реакция взаимодействия железа и углерода:

3Fe + C → Fe₃C.

В результате реакции образуется карбид железа.

2. Реакция взаимодействия железа и кислорода:

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄(t = 150-500 °C),

2Fe + O₂ → 2FeO,

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃.

Первая реакция – это реакция сгорания железа на воздухе. Вторая реакция происходит при продувании воздуха через расплавленный чугун.В результате первой реакции образуется оксида железа (II, III), в результате второй – оксид железа (II), в результате третьей – оксид железа (III).

3. Реакция взаимодействия железа и красного фосфора:

Fe + 3P → Fe₃P (t = 600-700 °C).

В результате реакции образуются фосфид железа. Так же образуются Fe₂P, FeP, FeP₂.

4. Реакция взаимодействия хлора и железа:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃(t = 250 °C).

В результате реакции образуется хлорида железа.

5. Реакция взаимодействия железа и серы:

Fe + S → FeS (t = 600-700 °C),

Fe + 2S → FeS₂(t = 689 °C).

В результате первой реакции образуется сульфид железа, в результате второй – дисульфид железа.

6. Реакция взаимодействия железа и фтора:

2Fe + 3F₂ → 2FeF₃(t = 300 °C).

В результате реакции образуется фторида железа.

7. Реакция взаимодействия железа и брома:

2Fe + 3Br₂ → 2FeBr₃(t°).

В результате реакции образуется бромид железа. В ходе реакции используется бром в виде насыщенного раствора. Реакция протекает при кипении.

8. Реакция взаимодействия железа и селена:

Fe + Se → FeSe (t = 600-950 °C).

В результате реакции образуется селенид железа.

9. Реакция взаимодействия железа и брома:

Fe + Br₂ → FeBr₂(t = 600-700 °C).

В результате реакции образуется бромид железа.

10.Реакция взаимодействия железа и иода:

Fe + I₂ → FeI₂(t = 500 °C),

3Fe + 4I₂ → Fe₃I₈.

В результате первой реакции образуется иодид железа, в результате второй – иодида железа (II, III). Вторая реакция медленно протекает при растирании реакционной смеси.

11. Реакция взаимодействия железа и теллура:

Fe + Te → FeTe (t = 500 °C).

В результате реакции образуется теллурид железа. Реакция протекает при температуре 600-950°C.

12. Реакция взаимодействия кремния и железа:

2Si + Fe → FeSi₂.

В результате реакции образуется силицид железа. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

13. Реакция взаимодействия железа, кремния и кислорода:

2Fe + Si + 2O₂ → Fe₂SiO₄(t = 1100-1300 °C),

2Fe + 2Si + 3O₂ → 2FeSiO₃(t = 1100-1300 °C).

В результате первой реакции образуется ортосиликат железа, в результате второй – метасиликат железа.

14. Реакция взаимодействия железа, азота и лития:

Fe + N₂ + 3Li → Li₃FeN₂(t ≈ 600 °C).

В результате реакции образуется динитридоферрат лития.

15. Реакция взаимодействия железа и оксида углерода:

Fe + 5CO → [Fe(CO)₅] (t = 150-200 °C).

В результате реакции образуется пентакарбонил железа. Порошок железа нагревается в струе CO при давлении 1·10⁷-2·10⁷ Па).

16. Реакция взаимодействия железа и оксида серы:

2Fe + 3SO₂ → FeSO₃ + FeS₂O₃

В результате реакции образуются сульфит железа и тиосульфат железа. В ходе реакции используется влажный оксид серы. Реакция медленно протекает при комнатной температуре.

17. Реакция взаимодействия железа и воды:

3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂(t = 570 °C).

В результате реакции образуются оксид железа (II,III) и водород. Реакция протекает при температуре не более 570°C. Данная реакция является исторически первым способом получения водорода.

18. Реакция взаимодействия железа, воды и кислорода:

2Fe + 2H₂O + O₂ → 2Fe(OH)₂.

В результате реакции образуется гидроксид железа. Реакция протекает медленно. Коррозия железа.

19. Реакция взаимодействия железа, воды, кислорода и оксида углерода:

2Fe + 2H₂O + O₂ + 4CO₂ → 2Fe(HCO₃)₂.

В результате реакции образуется гидрокарбонат железа. Реакция протекает медленно.

20. Реакция взаимодействия оксида железа (III) и железа:

Fe₂O₃ + Fe → 3FeO (t ≈ 900 °C).

В результате реакции образуется оксида железа (II).

21. Реакция взаимодействия оксида железа (II, III) и железа:

Fe₃O₄ + Fe → 5FeO (t = 900-1000 °C).

В результате реакции образуется оксид железа (II).

22. Реакция взаимодействия оксида циркония(IV), углерода и железа:

ZrO₂ + 2C + Fe → (Zr,Fe) + 2CO (t = 1400-1600 °C).

В результате реакции образуются ферроцирконий и оксид углерода.

23. Реакция взаимодействия железа, метагидроксида никеля и воды:

Fe + 2NiO(OH) + 2H₂O ⇄ Fe(OH)₂ + 2Ni(OH)₂.

В результате реакции образуются гидроксид железа и гидроксид никеля – никель-железный гальванический элемент.

24. Реакция взаимодействия железа и азотной кислоты:

Fe + 6HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O,

Fe + 4HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O,

5Fe + 12HNO₃ → 5Fe(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O (t = 0-10 °C).

В результате первой реакции образуются нитрат железа, оксид азота (IV) и вода, в результате второй – нитрат железа, оксид азота (II) и вода, в результате третьей – нитрат железа, азот и вода. В ходе первой реакции используется концентрированная азотная кислота, в ходе второй – 50%-й раствор азотной кислоты, в ходе третьей – очень разбавленный раствор азотной кислоты. В ходе четвертой реакции образуется также примесь – N₂O, NH₄NO₃.

25. Реакция взаимодействия железа, азотной кислоты и кислорода:

4Fe + 12HNO₃ + 3O₂ → 4Fe(NO₃)₃ + 6H₂O.

В результате реакции образуются нитрат железа и вода. Это промышленный метод получения нитрата железа.

26. Реакция взаимодействия железа и азотной кислоты:

В результате реакции образуются. В ходе реакции используется. Реакция взаимодействия железа и ортофосфорной кислоты:

4Fe + 3H₃PO₄ → FeHPO₄ + Fe₂(PO₄)₂ + 4H₂.

В результате реакции образуются гидроортофосфат железа, ортофосфат железа и водород. В ходе реакции используется разбавленный раствор ортофосфорной кислоты.

27. Реакция взаимодействия железа и фтороводорода:

Fe + 2HF → FeF₂ + H₂.

В результате реакции образуются фторид железа и водород. В ходе реакции используется разбавленный раствор фтороводорода.

28. Реакция взаимодействия железа и бромоводорода:

Fe + 2HBr м FeBr₂ + H₂(t = 800-900 °C).

В результате реакции образуются бромид железа и водород.

29. Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия и воды:

Fe + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Fe(OH)₄] + H₂ (t°).

В результате реакции образуются тетрагидроксоферрат натрия и водород. Реакция протекает при кипении раствора в атмосфере азота.

30. Реакция электролиза концентрированного водного раствора гидроксида калия и железа:

Fe + 2KOH + 2H₂O → 3H₂ + K₂FeO₄.

В результате реакции образуются феррат калия и водород.

31. Реакция взаимодействия железа, пероксида калия и воды:

Fe + 3K₂O₂ + 2H₂O → K₂FeO₄ + 4KOH.

В результате реакции образуются феррат железа и гидроксид калия. Реакция медленно протекает в концентрированном растворе гидроксида калия.

32. Реакция взаимодействия железа и аммиака:

4Fe + 2NH₃ → 2Fe₂N + 3H₂(t = 350-550 °C).

В результате реакции образуются нитрид железа и водород. Так же образуются FeN, Fe₄N.

33. Реакция взаимодействия хлорида меди и железа:

CuCl₂ + Fe → FeCl₂ + Cu

В результате реакции образуются хлорид железа и медь.

34. Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия, кислорода и воды:

4Fe + 20NaOH + 3O₂ + 6H₂O → 4Na₅[Fe(OH)₈] (t = 20-25 °C).

В результате реакции образуются октагидроксоферрат и натрий. В ходе реакции используется 50%-й раствор гидроксида натрия.

35. Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия, брома и воды:

2Fe + 14NaOH + 3Br₂ + 2H₂O → 2Na₄[Fe(H₂O)(OH)₇] + 6NaBr (t = 50-60 °C).

В результате реакции образуются гептагидроксоакваферрат натрия и бромид натрия. В ходе реакции используется 50%-й раствор гидроксида натрия.

36. Реакция взаимодействия сульфида свинца и железа:

PbS + Fe → Pb + FeS (t = 1000 °C).

В результате реакции образуются свинец и сульфид железа.

37. Реакция взаимодействия железа и бензола:

18Fe + C₆H₆ → 6Fe₃C + 3H₂(t = 700 °C).

В результате реакции образуются карбид железа и водород. Реакция протекает в вакууме.

38. Реакция взаимодействия железа, карбоната калия и серы:

6Fe + 4K₂CO₃ + 13S → 6K[FeS₂] + K₂SO₄ + 4CO₂(t = 900-1000 °C).

В результате реакции образуются дисульфидоферрат калий, сульфат калия и оксид углерода.

39. Реакция взаимодействия железа, хлорида нитроила и воды:

2Fe + 6NO₂Cl + 6H₂O → 2FeCl₃ + 6HNO₃ + 3H₂.

В результате реакции образуются хлорид железа, азотная кислота и водород.

40. Реакция взаимодействия железа, иодата натрия и пероксида водорода:

2Fe + NaIO₃ + H₂O₂ → NaI + 2FeO(OH) (t°).

В результате реакции образуются иодид натрия и метагидроксид железа. Реакция протекает при кипении на воздухе.

41. Реакция взаимодействия сульфида сурьмы и железа:

Sb₂S₃ + 3Fe → 2Sb + 3FeS (t = 600-1300 °C).

В результате реакции образуются сурьма и сульфид железа. Сплавление реакционной смеси.

42. Реакция взаимодействия сульфида висмута и железа:

Bi₂S₃ + 3Fe → 2Bi + 3FeS (t = 1000 °C).

В результате реакции образуются висмут и сульфид железа.

43. Реакция взаимодействия хлорида сурьмы и железа:

2SbCl₃ + 3Fe → 2Sb + 3FeCl₃

В результате реакции образуются сурьма и хлорид железа. Реакция протекает в концентрированном растворе хлороводорода.

44. Реакция взаимодействия хлорида ванадия и железа:

3VCl₄ + 4Fe → 3V + 4FeCl₃(t = 900 °C).

В результате реакции образуются ванадий и хлорид железа.

45. Реакция взаимодействия нитрата меди и железа:

Cu(NO₃)₂ + Fe → Fe(NO₃)₂ + Cu.

В результате реакции образуются нитрат железа и меди.

46. Реакция взаимодействия нитрата серебра и железа:

2AgNO₃ + Fe → Fe(NO₃)₂ + 2Ag.

В результате реакции образуются нитрат железа и серебро.

47. Реакция взаимодействия железа и сульфата меди:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu.

В результате реакции образуются сульфат железа и медь.

Получение железа:

Применение железа:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

1. Водород
2. Гелий
3. Литий
4. Бериллий
5. Бор
6. Углерод
7. Азот
8. Кислород
9. Фтор
10. Неон
11. Натрий
12. Магний
13. Алюминий
14. Кремний
15. Фосфор
16. Сера
17. Хлор
18. Аргон
19. Калий
20. Кальций
21. Скандий
22. Титан
23. Ванадий
24. Хром
25. Марганец
26. Железо
27. Кобальт
28. Никель
29. Медь
30. Цинк
31. Галлий
32. Германий
33. Мышьяк
34. Селен
35. Бром
36. Криптон
37. Рубидий
38. Стронций
39. Иттрий
40. Цирконий
41. Ниобий
42. Молибден
43. Технеций
44. Рутений
45. Родий
46. Палладий
47. Серебро
48. Кадмий
49. Индий
50. Олово
51. Сурьма
52. Теллур
53. Йод
54. Ксенон
55. Цезий
56. Барий
57. Лантан
58. Церий
59. Празеодим
60. Неодим
61. Прометий
62. Самарий
63. Европий
64. Гадолиний
65. Тербий
66. Диспрозий
67. Гольмий
68. Эрбий
69. Тулий
70. Иттербий
71. Лютеций
72. Гафний
73. Тантал
74. Вольфрам
75. Рений
76. Осмий
77. Иридий
78. Платина
79. Золото
80. Ртуть
81. Таллий
82. Свинец
83. Висмут
84. Полоний
85. Астат
86. Радон
87. Франций
88. Радий
89. Актиний
90. Торий
91. Протактиний
92. Уран
93. Нептуний
94. Плутоний
95. Америций
96. Кюрий
97. Берклий
98. Калифорний
99. Эйнштейний
100. Фермий
101. Менделеевий
102. Нобелий
103. Лоуренсий
104. Резерфордий
105. Дубний
106. Сиборгий
107. Борий
108. Хассий
109. Мейтнерий
110. Дармштадтий
111. Рентгений
112. Коперниций
113. Нихоний
114. Флеровий
115. Московий
116. Ливерморий
117. Теннессин
118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Источники:

https://en.wikipedia.org/wiki/Iron [англ.]
https://de.wikipedia.org/wiki/Eisen
https://ru.wikipedia.org/wiki/Железо
http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=236
https://chemicalstudy.ru/zhelezo-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

железо атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле железа
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические

Коэффициент востребованности
4 401

Источник

Железо

← Марганец | Кобальт →

Fe
↓
Ru

26Fe

Внешний вид простого вещества

Сверхчистое железо

Свойства атома

Название, символ, номер

Железо / Ferrum (Fe), 26

Группа, период, блок

8 (устар. 8), 4,
d-элемент

Атомная масса
(молярная масса)

55,845(2)^[1] а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Ar] 3d⁶4s²
1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²

Радиус атома

140 ^[2] 126^[3] пм

Химические свойства

Ковалентный радиус

117 пм

Радиус иона

(+3e) 63 (+2e) 77 ^[3] пм

Электроотрицательность

1,83 (шкала Полинга)

Электродный потенциал

Fe←Fe³⁺ −0,04 В
Fe←Fe²⁺ −0,44 В

Степени окисления

+2; +3 (наиболее характерны) +1; +4; +6; +8 (встречаются реже) ^[2] +7 (в ионном соединении) ^[4].

Энергия ионизации

1‑я: 759,1 (7,893)^[2] кДж/моль (эВ)

2‑я: (16,183) кДж/моль (эВ)

3‑я: (30,65) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества

Плотность (при н. у.)

7,874 г/см³

Температура плавления

1812 K (1538,85 °C)

Температура кипения

3134 K (2861 °C)

Уд. теплота плавления

247,1 кДж/кг 13,8 кДж/моль

Уд. теплота испарения

~6088 кДж/кг ~340 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

25,14^[5] Дж/(K·моль)

Молярный объём

7,1 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества

Структура решётки

Кубическая объёмноцентрированная

Параметры решётки

2,866 Å

Температура Дебая

460 K

Прочие характеристики

Теплопроводность

(300 K) 80,4 Вт/(м·К)

Номер CAS

7439-89-6

Эмиссионный спектр

Наиболее долгоживущие изотопы

Основная статья: Изотопы железа

Изотоп	Распростра- нённость	Период полураспада	Канал распада	Продукт распада
⁵⁴Fe	5,85%	стабилен	–	–
⁵⁵Fe	синт.	2,73 года	ЭЗ	⁵⁵Mn
⁵⁶Fe	91,75%	стабилен	–	–
⁵⁷Fe	2,12%	стабилен	–	–
⁵⁸Fe	0,28%	стабилен	–	–
⁵⁹Fe	синт.	44,6 сут	β⁻	⁵⁹Co
⁶⁰Fe	следовые количества	2,6⋅10⁶ лет	β⁻	⁶⁰Co

Желе́зо (химический символ — Fe, от лат. Ferrum) — химический элемент 8-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы восьмой группы, VIIIB) четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26.

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

Один из самых распространённых в земной коре металлов: второе место после алюминия.

Собственно железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8 %), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром, марганец, ванадий и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.

В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего — в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре — 4,65 %^[3] (4-е место после O, Si, Al^[6]). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра, что проявляется в наличии магнитного поля Земли.

История[править | править код]

Железо как инструментальный материал известно с древнейших времён. Самые древние изделия из железа, найденные при археологических раскопках, датируются 4-м тысячелетием до н. э. и относятся к древнешумерской и древнеегипетской цивилизациям. Это изготовленные из метеоритного железа, то есть сплава железа и никеля (содержание последнего колеблется от 5 до 30 %), украшения из египетских гробниц (около 3800 года до н. э.)^[7]^[8]и кинжал из шумерского города Ура (около 3100 года до н. э.).^[9]

Первыми освоили метод выплавки железа хатты. На это указывает древнейшее (2-е тысячелетие до н. э.) упоминание железа в текстах хеттов, основавших свою империю на территории хаттов (современной Анатолии в Турции)^[10].

В древности мастерами железных изделий считались халибы^[11].

В самой глубокой древности железо ценилось дороже золота, и по описанию Страбона, у африканских племён за 1 фунт железа давали 10 фунтов золота, а по исследованиям историка Г. Арешяна стоимости меди, серебра, золота и железа у древних хеттов были в соотношении 1 : 160 : 1280 : 6400.^[12] В те времена железо использовалось как ювелирный металл, из него делали троны и другие регалии царской власти: например, в библейской книге Второзаконие описан «одр железный» рефаимского царя Ога^[13].

По описаниям Гомера, хотя во время Троянской войны (примерно 1250 год до н. э.) оружие было в основном из меди и бронзы, но железо уже было хорошо известно и пользовалось большим спросом, хотя больше как драгоценный металл^[14].

В библейской книге Иисуса Навина 17,16 (ср. Судей 14,4) описывается, что филистимляне (библейские «PILISTIM», а это были протогреческие племена, родственные позднейшим эллинам, в основном пеласги) имели множество железных колесниц, то есть в это время железо уже стало широко применяться в больших количествах.

В дальнейшем филистимляне научились делать более эффективные печи (в русском языке — домна, домница) для производства стали, и применили меха для подачи воздуха в горн. Уже римляне умели доводить температуру в печи до плавления стали (около 1400 °C, а чистое железо плавится при 1535 °C). При этом образуется чугун с температурой плавления 1100—1200 °C, очень хрупкий в твёрдом состоянии (даже не поддающийся ковке) и не обладающий упругостью стали.^[15]^{[неавторитетный источник?]} Первоначально его считали^[кто?] вредным побочным продуктом (англ. pig iron, по-русски, свинское железо, чушки, откуда, собственно, и происходит слово чугун), но потом обнаружилось^[кем?], что при повторной переплавке в печи с усиленным продуванием через него воздуха чугун превращается в сталь хорошего качества, так как лишний углерод выгорает. Такой двухстадийный процесс производства стали из чугуна оказался более простым и выгодным, чем кричный, и этот принцип используется без особых изменений многие века, оставаясь и до наших дней основным способом производства железных материалов^[16].

Происхождение названия[править | править код]

Праславянское *želězo (белор. жалеза, укр. залізо, ст.‑слав. желѣзо, болг. желязо, сербохорв. жељезо, польск. żelazo, чеш. železo, словен. železo) имеет ясные параллели в балтийских языках (лит. geležis, латыш. dzelzs). Слово является однокоренным словам «железа» и «желвак»; и имеет смысл «округлый камень, окатыш, блямба»^[17].

Имеется несколько версий дальнейшей этимологии этого балтославянского слова.

Одна из них связывает праслав. *želězo с греческим словом χαλκός, что означало железо и медь, согласно другой версии *želězo родственно словам *žely «черепаха» и *glazъ «скала», с общей семой «камень»^[18]^[19]. Третья версия предполагает древнее заимствование из неизвестного языка^[20].

Романские языки (итал. ferro, фр. fer, исп. hierro, порт. ferro, рум. fier) продолжают лат. ferrum. Латинское ferrum (< *ferzom), возможно, заимствовано из какого-то восточного языка, скорее всего, из финикийского. Ср. ивр. ‏barzel‏‎, шумерск. barzal, ассирийск. parzilla^[21]. Отсюда же, вероятно, баскское burdina.

Германские языки заимствовали название железа (готск. eisarn, англ. iron, нем. Eisen, нидерл. ijzer, дат. jern, швед. järn) из кельтских^[22].

Пракельтское слово *isarno- (> др.-ирл. iarn, др.-брет. hoiarn), вероятно, восходит к пра-и.е. *h₁esh₂r-no- «кровавый» с семантическим развитием «кровавый» > «красный» > «железо». Согласно другой гипотезе данное слово восходит к пра-и.е. *(H)ish₂ro- «сильный, святой, обладающий сверхъестественной силой»^[23].

Древнегреческое слово σίδηρος, возможно, было заимствовано из того же источника, что и славянское, германское и балтийское слова для серебра^[24].

Название природного карбоната железа (сидерита) происходит от лат. sidereus — звёздный; действительно, первое железо, попавшее в руки людям, было метеоритного происхождения. Возможно, это совпадение не случайно. В частности, древнегреческое слово сидерос (σίδηρος) для железа и латинское sidus, означающее «звезда», вероятно, имеют общее происхождение.

Изотопы[править | править код]

Природное железо состоит из четырёх стабильных изотопов: ⁵⁴Fe (изотопная распространённость 5,845 %), ⁵⁶Fe (91,754 %), ⁵⁷Fe (2,119 %) и ⁵⁸Fe (0,282 %). Также известно более 20 нестабильных изотопов железа с массовыми числами от 45 до 72, наиболее устойчивые из которых — ⁶⁰Fe (период полураспада по уточнённым в 2009 году данным составляет 2,6 миллиона лет^[25]), ⁵⁵Fe (2,737 года), ⁵⁹Fe (44,495 суток) и ⁵²Fe (8,275 часа); остальные изотопы имеют период полураспада менее 10 минут^[26].

Изотоп железа ⁵⁶Fe относится к наиболее стабильным ядрам: все следующие элементы могут увеличить энергию связи на нуклон путём распада, а все предыдущие элементы, в принципе, могли бы увеличить энергию связи на нуклон за счёт синтеза. Полагают, что железом оканчивается ряд синтеза элементов в ядрах нормальных звёзд (см. Железная звезда), а все последующие элементы могут образоваться только в результате взрывов сверхновых^[27].

Геохимия железа[править | править код]

Гидротермальный источник с железистой водой. Оксиды железа окрашивают воду в бурый цвет

Железо — один из самых распространённых элементов в Солнечной системе, особенно на планетах земной группы, в частности, на Земле. Значительная часть железа планет земной группы находится в ядрах планет, где его содержание, по оценкам, около 90 %. Содержание железа в земной коре составляет 5 %, а в мантии около 12 %. Из металлов железо уступает по распространённости в коре только алюминию. При этом в ядре находится около 86 % всего железа, а в мантии 14 %. Содержание железа значительно повышается в изверженных породах основного состава, где оно связано с пироксеном, амфиболом, оливином и биотитом. В промышленных концентрациях железо накапливается в течение почти всех экзогенных и эндогенных процессов, происходящих в земной коре. В морской воде железо содержится в очень малых количествах 0,002—0,02 мг/л. В речной воде его концентрация значительно выше — 2 мг/л.

Геохимические свойства железа[править | править код]

Распространение железа в пересчёте на 10⁶ атомов кремния.

Важнейшая геохимическая особенность железа — наличие у него нескольких степеней окисления. Железо в нейтральной форме — металлическое — слагает ядро Земли, возможно, присутствует в мантии и очень редко встречается в земной коре. Закисное железо FeO — основная форма нахождения железа в мантии и земной коре. Окисное железо Fe₂O₃ характерно для самых верхних, наиболее окисленных, частей земной коры, в частности, осадочных пород.

По кристаллохимическим свойствам ион Fe²⁺ близок к ионам Mg²⁺ и Ca²⁺ — другим главным элементам, составляющим значительную часть всех земных пород. В силу кристаллохимического сходства железо замещает магний и, частично, кальций во многих силикатах. При этом содержание железа в минералах переменного состава обычно увеличивается с уменьшением температуры.

Минералы железа[править | править код]

В земной коре железо распространено достаточно широко — на его долю приходится около 4,1 % массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). В мантии и земной коре железо сосредоточено главным образом в силикатах, при этом его содержание значительно в основных и ультраосновных породах, и мало — в кислых и средних породах.

Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красный железняк (гематит, Fe₂O₃; содержит до 70 % Fe), магнитный железняк (магнетит, FeO · Fe₂O₃ или Fe₃O₄; содержит 72,4 % Fe), бурый железняк или лимонит (гётит и гидрогётит, соответственно FeOOH и FeOOH·nH₂O). Гётит и гидрогётит чаще всего встречаются в корах выветривания, образуя так называемые «железные шляпы», мощность которых достигает несколько сотен метров. Также они могут иметь осадочное происхождение, выпадая из коллоидных растворов в озёрах или прибрежных зонах морей. При этом образуются оолитовые, или бобовые, железные руды. В них часто встречается вивианит Fe₃(PO₄)₂·8H₂O, образующий чёрные удлинённые кристаллы и радиально-лучистые агрегаты.

В природе также широко распространены сульфиды железа — пирит FeS₂ (серный или железный колчедан) и пирротин. Они не являются железной рудой — пирит используют для получения серной кислоты, а пирротин часто содержит никель и кобальт.

По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире^{[источник не указан 3685 дней]}.

Содержание железа в морской воде — 1⋅10⁻⁵—1⋅10⁻⁸ %.

Другие часто встречающиеся минералы железа^[28]:

Сидерит — FeCO₃ — содержит примерно 35 % железа. Обладает желтовато-белым (с серым или коричневым оттенком в случае загрязнения) цветом. Плотность равна 3 г/см³ и твёрдость 3,5—4,5 по шкале Мооса.
Марказит — FeS₂ — содержит 46,6 % железа. Встречается в виде жёлтых, как латунь, бипирамидальных ромбических кристаллов с плотностью 4,6—4,9 г/см³ и твёрдостью 5—6 по шкале Мооса.
Лёллингит — FeAs₂ — содержит 27,2 % железа и встречается в виде серебристо-белых бипирамидальных ромбических кристаллов. Плотность равна 7—7,4 г/см³, твёрдость 5—5,5 по шкале Мооса.
Миспикель — FeAsS — содержит 34,3 % железа. Встречается в виде белых моноклинных призм с плотностью 5,6—6,2 г/см³ и твёрдостью 5,5—6 по шкале Мооса.
Мелантерит — FeSO₄·7H₂O — реже встречается в природе и представляет собой зелёные (или серые из-за примесей) моноклинные кристаллы, обладающие стеклянным блеском, хрупкие. Плотность равна 1,8—1,9 г/см³.
Вивианит — Fe₃(PO₄)₂·8H₂O — встречается в виде сине-серых или зелёно-серых моноклинных кристаллов с плотностью 2,95 г/см³ и твёрдостью 1,5—2 по шкале Мооса.

Помимо вышеописанных минералов железа, существуют, например:

ильменит — FeTiO₃
магномагнетит — (Fe, Mg)[Fe₂O₄]
фиброферрит — FeSO₄(OH)·4,5H₂O
ярозит — KFe₃(SO₄)₂(OH)₆

кокимбит — Fe₂(SO₄)₃·9H₂O
рёмерит — Fe²⁺Fe³⁺₂(SO₄)₄·14H₂O
графтонит — (Fe, Mn)₃(PO₄)₂
скородит — Fe³⁺AsO₄·2H₂O

штренгит — FePO₄·2H₂O
фаялит — Fe₂SiO₄
альмандин — Fe₃Al₂[SiO₄]₃
андрадит — Ca₃Fe₂[SiO₄]₃

гиперстен — (Fe, Mg)₂[Si₂O₆]
геденбергит — (Ca, Fe)[Si₂O₆]
эгирин — (Na, Fe)[Si₂O₆]
шамозит — Fe²⁺₄Al[AlSi₃O₁₀](OH)₆·nH₂O
нонтронит — (Fe³⁺, Al)₂[Si₄O₁₀](OH)₂·nH₂O

Основные месторождения[править | править код]

По данным Геологической службы США (оценка 2011 г.), мировые разведанные запасы железной руды составляют порядка 178 млрд тонн^[29].
Основные месторождения железа находятся в Бразилии (1 место), Австралии, США, Канаде, Швеции, Германии, Венесуэле, Либерии, Украине, Польше, ЮАР, Японии, Китае, Болгарии, Монголии, Франции, Индии.

В 2019 было добыто 2,896 млрд тонн железной руды, общей стоимостью приблизительно 366 млрд долларов США^[30]. Цена железной руды составляет 126,35 долларов/тонна^[31].

Физические свойства[править | править код]

Железо — типичный металл, в свободном состоянии — серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности — углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» — группу трёх металлов (железо Fe, кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.

Для железа характерен полиморфизм, оно имеет четыре кристаллические модификации:

до 769 °C существует α-Fe (феррит) с объёмноцентрированной кубической решёткой и свойствами ферромагнетика (769 °C ≈ 1043 K — точка Кюри для железа);
в температурном интервале 769—917 °C существует β-Fe, который отличается от α-Fe только параметрами объёмно-центрированной кубической решётки и магнитными свойствами парамагнетика;
в температурном интервале 917—1394 °C существует γ-Fe (аустенит) с гранецентрированной кубической решёткой;
выше 1394 °C устойчиво δ-Fe с объёмно-центрированной кубической решёткой.

Металловедение не выделяет β-Fe как отдельную фазу^[32], и рассматривает её как разновидность α-Fe. При нагреве железа или стали выше точки Кюри (769 °C ≈ 1043 K) тепловое движение ионов расстраивает ориентацию спиновых магнитных моментов электронов, ферромагнетик становится парамагнетиком — происходит фазовый переход второго рода, но фазового перехода первого рода с изменением основных физических параметров кристаллов не происходит.

Для чистого железа при нормальном давлении, с точки зрения металловедения, существуют следующие устойчивые модификации:

от абсолютного нуля до 910 °C устойчива α-модификация с объёмноцентрированной кубической (ОЦК) кристаллической решёткой;
от 910 до 1400 °C устойчива γ-модификация с гранецентрированной кубической (ГЦК) кристаллической решёткой;
от 1400 до 1539 °C устойчива δ-модификация с объёмно-центрированной кубической (ОЦК) кристаллической решёткой.

Наличие в стали углерода и легирующих элементов существенным образом изменяет температуры фазовых переходов (см. фазовую диаграмму железо—углерод). Твёрдый раствор углерода в α- и δ-железе называется ферритом. Иногда различают высокотемпературный δ-феррит и низкотемпературный α-феррит (или просто феррит), хотя их атомные структуры одинаковы. Твёрдый раствор углерода в γ-железе называется аустенитом.

В области высоких давлений (свыше 13 ГПа, 128,3 тыс. атм.^[33]) возникает модификация ε-железа с гексагональной плотноупакованной (ГПУ) решёткой.

Явление полиморфизма чрезвычайно важно для металлургии стали. Именно благодаря α—γ переходам кристаллической решётки происходит термообработка стали. Без этого явления железо как основа стали не получило бы такого широкого применения.

Железо относится к умеренно тугоплавким металлам. В ряду стандартных электродных потенциалов железо стоит до водорода и легко реагирует с разбавленными кислотами. Таким образом, железо относится к металлам средней активности.

Температура плавления железа 1539 °C, температура кипения — 2862 °C.

Химические свойства[править | править код]

Характерные степени окисления[править | править код]

Степень окисления	Оксид	Гидроксид	Характер	Примечания
+2	FeO	Fe(OH)₂	Слабоосновный	Слабый восстановитель
+3	Fe₂O₃	Fe(OH)₃	Очень слабое основание, иногда — амфотерный	Слабый окислитель
+6	Не получен	<H₂FeO₄>^*	Кислотный	Сильный окислитель

^* Кислота в свободном виде не существует — получены только её соли.

Химическая активность железа зависит от степени его чистоты, дисперсности, присутствия влаги и кислорода.

Для железа наиболее характерны степени окисления — +2 и +3.

Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH)₂. Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) — слабый восстановитель.

Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe₂O₃ и коричневый гидроксид Fe(OH)₃. Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe³⁺ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH)₃ растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe₂O₃ реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли не существующей в свободном виде кислоты HFeO₂):

$mathsf{Fe_2O_3 + 2NaOH rightarrow 2NaFeO_2 + H_2O}$

Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.

Степени окисления +2 и +3 легко переходят друг в друга при изменении окислительно-восстановительных потенциалов.

Кроме того, существует оксид Fe₃O₄, формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe⁺²(Fe⁺³O₂)₂.

Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли — ферраты (например, K₂FeO₄). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.

Известны также степени окисления: −2 (тетракарбонилферрат натрия), −1, 0 (пентакарбонил железа), +1, +4, +5.

Свойства простого вещества[править | править код]

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующей 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.

Взаимодействует с кислотами.

С соляной кислотой, образуя хлорид железа (ΙΙ):

$mathsf{Fe + 2HCl rightarrow FeCl_2 + H_2uparrow}$

С разбавленной серной кислотой, образуя сульфат железа (II):

$mathsf{Fe + H_2SO_4 rightarrow FeSO_4 + H_2uparrow}$

Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо. C концентрированной серной кислотой взаимодействует только при нагревании, образуя сульфат железа(III):

${displaystyle {mathsf {2Fe+6H_{2}SO_{4}xrightarrow {^{o}t} Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3SO_{2}uparrow +6H_{2}O}}}$

Взаимодействие с кислородом.

Железо^[34] горит в кислороде при нагревании; или без, в случае пирофорности; образуя оксид железа (II, III):^[35]^[36]^[37]:

$mathsf{3Fe + 2O_2 xrightarrow{150-600^oC} Fe_3O_4}$

Пропускание кислорода или воздуха через расплавленное железо, образуется оксид железа (II):

${displaystyle {mathsf {2Fe+O_{2}xrightarrow {^{o}t} 2FeO}}}$

Взаимодействует с порошком серы при нагревании, образуя сульфид железа (II):

${displaystyle {mathsf {Fe+Sxrightarrow {^{o}t} FeS}}}$

Взаимодействует с галогенами при нагревании:

Горит в хлоре, образуя хлорид железа (III) :

${displaystyle {mathsf {2Fe+3Cl_{2}xrightarrow {^{o}t} 2FeCl_{3}}}}$

При повышенном давлении взаимодействует с парами брома, образуя бромид железа (III):

${displaystyle {mathsf {2Fe+3Br_{2}{xrightarrow {p}} 2FeBr_{3}}}}$

Взаимодействует с йодом, образуя йодид железа (II, III):

$mathsf{3Fe + 4I_2 rightarrow Fe_3I_8}$

Взаимодействие с неметаллами.

С азотом при нагревании, образуя нитрид дижелеза:

${displaystyle {mathsf {4Fe+N_{2}xrightarrow {^{o}t} 2Fe_{2}N}}}$

С фосфором при нагревании, образуя фосфиды железа:

${displaystyle {mathsf {Fe+Pxrightarrow {^{o}t} FeP}}}$

${displaystyle {mathsf {2Fe+Pxrightarrow {^{o}t} Fe_{2}P}}}$

${displaystyle {mathsf {3Fe+Pxrightarrow {^{o}t} Fe_{3}P}}}$

С углеродом, образуя карбид железа:

$mathsf{3Fe + C rightarrow Fe_3C}$

С кремнием при нагревании, образуя силицид железа:

${displaystyle {mathsf {Fe+Sixrightarrow {1410^{circ }complement } FeSi}}}$

Взаимодействие раскалённого железа с водяным паром даёт оксид железа (III):

${displaystyle {mathsf {2Fe+3H_{2}Oxrightarrow {^{o}t} Fe_{2}O_{3}+3H_{2}uparrow }}}$

Железо восстанавливает металлы, которые в ряду активности стоят правее него, из растворов солей:

$mathsf{Fe + CuSO_4 rightarrow FeSO_4 + Cu}$

Железо восстанавливает соединения железа(III):

$mathsf{Fe + 2FeCl_3 rightarrow 3FeCl_2}$

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)₅. Известны также карбонилы железа составов Fe₂(CO)₉ и Fe₃(CO)₁₂. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (η⁵-C₅H₅)₂Fe.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. 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.

Соединения железа (II)[править | править код]

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂.
Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):

$mathsf{4FeCl_2 + O_2 + 2H_2O rightarrow 4Fe(OH)Cl_2}$

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6Н₂O.

Реактивом на ионы Fe²⁺ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe²⁺ и [Fe(CN)₆]³⁻ выпадает осадок гексацианоферрата (III) калия-железа (II) (турнбулева синь):

${displaystyle {mathsf {K_{3}[Fe(CN)_{6}]+Fe^{2+}rightarrow KFe^{II}[Fe^{III}(CN)_{6}]downarrow +2K^{+}}}}$

который внутримолекулярно перегруппировывается в гексацианоферрат (II) калия-железа (III) (берлинская лазурь):

$mathsf{KFe^{II}[Fe^{III}(CN)_6] rightarrow KFe^{III}[Fe^{II}(CN)_6]}$

Для количественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин Phen, образующий с железом (II) красный комплекс FePhen₃ (максимум светопоглощения — 520 нм) в широком диапазоне рН (4-9)^[38].

Соединения железа (III)[править | править код]

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

$mathsf{2Fe(OH)_3 + 3H_2SO_4 rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 6H_2O}$

Соли Fe³⁺ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe³⁺, как правило, окружён шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.

Ион Fe³⁺ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При pH>4 этот ион практически полностью осаждается в виде Fe(OH)₃^[39]:

$mathsf{Fe^{3+} + 3H_2O rightarrow Fe(OH)_3downarrow + 3H^+}$

При частичном гидролизе иона Fe³⁺ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.

Кислотные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH)₃ выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

$mathsf{Fe(OH)_3 + 3KOH rightarrow K_3[Fe(OH)_6]}$

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)₃.

При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe₂O₃ образует разнообразные ферриты:

$mathsf{Fe_2O_3 + 2NaOH rightarrow 2NaFeO_2 + H_2O}$

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

$mathsf{Fe + 2FeCl_3 rightarrow 3FeCl_2}$

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO₄)₂ — железокалиевые квасцы, (NH₄)Fe(SO₄)₂ — железоаммонийные квасцы и т. д.

Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe³⁺ с неорганическими тиоцианатами SCN⁻. При этом образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа [Fe(SCN)]²⁺, [Fe(SCN)₂]⁺, Fe(SCN)₃, [Fe(SCN)₄]⁻^[40]. Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим.

Другим качественным реактивом на ионы Fe³⁺ служит гексацианоферрат(II) калия K₄[Fe(CN)₆] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe³⁺ и [Fe(CN)₆]⁴⁻ выпадает ярко-синий осадок гексацианоферрата (II) калия-железа (III) (берлинская лазурь):

${displaystyle {mathsf {K_{4}[Fe(CN)_{6}]+FeCl_{3}rightarrow KFe^{III}[Fe^{II}(CN)_{6}]downarrow +3KCl}}}$

Количественно ионы Fe³⁺ определяют по образованию красных (в слабокислой среде) или жёлтых (в слабощелочной среде) комплексов с сульфосалициловой кислотой. Эта реакция требует грамотного подбора буферов, так как некоторые анионы (в частности, ацетат) образуют с железом и сульфосалициловой кислотой смешанные комплексы со своими оптическими характеристиками.

Соединения железа (VI)[править | править код]

Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H₂FeO₄. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости — сульфаты.
Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)₃ в щёлочи^[41]:

$mathsf{2Fe(OH)_3 + 3Cl_2 + 10KOHrightarrow 2K_2FeO_4 + 6KCl + 8H_2O}$

Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щёлочи на железном аноде:

$mathsf{Fe + 2KOH + 2H_2Orightarrow K_2FeO_4 + 3H_2uparrow}$

Ферраты — сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода^[42]:

$mathsf{4FeO_4^{2-} + 20H^+ rightarrow 4Fe^{3+} + 3O_2uparrow + 10H_2O}$

Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды.

Соединения железа VII и VIII[править | править код]

Известна степень окисления +7 в анионе [FeO₄]⁻^[4].

Имеются сообщения об электрохимическом получении соединений железа (VIII)^[43]^[44]^[45], однако независимых работ, подтверждающих эти результаты, нет.

Получение[править | править код]

В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe₂O₃) и магнетита (FeO·Fe₂O₃).

Существуют различные способы извлечения железа из руд. Наиболее распространённым является доменный процесс.

Первый этап производства — восстановление железа углеродом в доменной печи при температуре 2000 °C. В доменной печи углерод в виде кокса, железная руда в виде агломерата или окатышей и флюс (например, известняк) подаются сверху, а снизу их встречает поток нагнетаемого горячего воздуха.

В печи углерод в виде кокса окисляется до монооксида углерода. Данный оксид образуется при горении в недостатке кислорода:

${displaystyle {mathsf {2C+O_{2} longrightarrow 2COuparrow }}}$

В свою очередь, монооксид углерода восстанавливает железо из руды. Чтобы данная реакция шла быстрее, нагретый угарный газ пропускают через оксид железа(III):

${displaystyle {mathsf {3CO+Fe_{2}O_{3} longrightarrow 2Fe+3CO_{2}uparrow }}}$

Флюс добавляется для избавления от нежелательных примесей (в первую очередь от силикатов; например, кварц) в добываемой руде. Типичный флюс содержит известняк (карбонат кальция) и доломит (карбонат магния). Для устранения других примесей используют другие флюсы.

Действие флюса (в данном случае карбонат кальция) заключается в том, что при его нагревании он разлагается до его оксида:

${displaystyle {mathsf {CaCO_{3} {xrightarrow {1000^{circ }C}} CaO+CO_{2}uparrow }}}$

Оксид кальция соединяется с диоксидом кремния, образуя шлак — метасиликат кальция:

${displaystyle {mathsf {CaO+SiO_{2} {xrightarrow {>1000^{circ }C}} CaSiO_{3}}}}$

Шлак, в отличие от диоксида кремния, плавится в печи. Более лёгкий, чем железо, шлак плавает на поверхности — это свойство позволяет разделять шлак от металла. Шлак затем может использоваться при строительстве и сельском хозяйстве. Расплав железа, полученный в доменной печи, содержит довольно много углерода (чугун). Кроме таких случаев, когда чугун используется непосредственно, он требует дальнейшей переработки.

Излишки углерода и другие примеси (сера, фосфор) удаляют из чугуна окислением в мартеновских печах или в конвертерах. Электрические печи используются и для выплавки легированных сталей.

Кроме доменного процесса, распространён процесс прямого получения железа. В этом случае предварительно измельчённую руду смешивают с особой глиной, формируя окатыши. Окатыши обжигают, и обрабатывают в шахтной печи горячими продуктами конверсии метана, которые содержат водород. Водород легко восстанавливает железо:

${displaystyle {mathsf {Fe_{2}O_{3}+3H_{2} {xrightarrow {1000^{circ }C}} 2Fe+3H_{2}O}}}$

при этом не происходит загрязнения железа такими примесями, как сера и фосфор, которые являются обычными примесями в каменном угле. Железо получается в твёрдом виде, и в дальнейшем переплавляется в электрических печах.

Химически чистое железо получается электролизом растворов его солей.

Применение[править | править код]

Железо — один из самых используемых металлов, на него приходится до 95 % мирового металлургического производства.

Железо является основным компонентом сталей и чугунов — важнейших конструкционных материалов.
Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов — например, никелевых.
Магнитная окись железа (магнетит) — важный материал в производстве устройств долговременной компьютерной памяти: жёстких дисков, дискет и т. п.
Уникальные ферромагнитные свойства ряда сплавов на основе железа способствуют их широкому применению в электротехнике для магнитопроводов трансформаторов и электродвигателей.
Ультрадисперсный порошок магнетита используется во многих чёрно-белых лазерных принтерах в смеси с полимерными гранулами в качестве тонера. Здесь одновременно используется чёрный цвет магнетита и его способность прилипать к намагниченному валику переноса.
Порошок железа используется как поглотитель кислорода при упаковке некоторых продуктов питания, что помогает продлить их срок хранения.
Хлорид железа(III) (хлорное железо) используется в радиолюбительской практике для травления печатных плат.
Семиводный сульфат железа (железный купорос) в смеси с медным купоросом используется для борьбы с вредными грибками в садоводстве и строительстве.
Железо применяется в качестве анода в железо-никелевых аккумуляторах, железо-воздушных аккумуляторах.
Водные растворы хлоридов двухвалентного и трёхвалентного железа, а также его сульфатов используются в качестве коагулянтов в процессах очистки природных и сточных вод на водоподготовке промышленных предприятий.
Порошок железа и чугуна используется в качестве искрообразователя и горючего в пиротехнике^[46].

Биологическое значение железа[править | править код]

В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). Основным внутриклеточным депо железа является глобулярный белковый комплекс — ферритин. Недостаток железа проявляется как болезнь организма: хлороз у растений и анемия у животных.

Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса, называемого гемом. В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине — важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных. Именно он окрашивает кровь в красный цвет.

Комплексы железа, отличные от гема, встречаются, например, в ферменте метан-моноксигеназе, окисляющем метан в метанол, в важном ферменте рибонуклеотид-редуктазе, который участвует в синтезе ДНК. Неорганические соединения железа встречаются в некоторых бактериях, иногда используется ими для связывания азота воздуха.

Железо в организме человека[править | править код]

В организме взрослого человека содержится около 3—4 граммов железа^[47] (около 0,005 %), из которых только около 3,5 мг находится в плазме крови. Гемоглобин содержит примерно 68 % всего железа организма, ферритин — 27 %, миоглобин — 4 %, трансферрин — 0,1 %. Источниками железа при биосинтезе железосодержащих белков служат железо, поступающее из пищи, и железо, освобождающееся при постоянном распаде эритроцитов в гепатоцитах (клетках печени) и клетках селезёнки^[48].

Суточная потребность человека в железе, по российским данным, следующая^[49]: дети — от 4 до 18 мг, взрослые мужчины — 10 мг, взрослые женщины — 18 мг, беременные женщины во второй половине беременности — 33 мг.

У женщин детородного возраста потребность в железе выше ввиду регулярной кровопотери во время менструаций^[50]^[51].

«Национальная академия медицины США» (National Academy of Medicine) различает среднюю потребность в железе и рекомендованное потребление железа, последняя норма разработана с тем, чтоб обеспечивать среднюю потребность для не менее 97 % в каждой группе населения. Расчёт средней потребности в железе зависит от усваиваемости железа, нижеприведённая таблица основана на предположении о потреблении 10 % железа из животных продуктов (средняя усваиваемость 25 %) и 90 % железа из растительных продуктов (средняя усваиваемость 16,8 %), с общей усваиваемостью 18 %. Поскольку рацион детей до года сильно отличается от взрослого, норма для них основана на предполагаемой усваиваемости 10 %^[52].

Пол	Возраст	Рекомендуемая суточная норма потребления железа (по данным «Национальной академии медицины США» (National Academy of Medicine))^[52], мг/сутки
Младенцы	до 6 месяцев	0,27
Младенцы	7—12 месяцев	11
Дети	1—3 года	7
Дети	4—8 лет	10
Подростки	9—13 лет	8
Юноши	14—18 лет	11
Девушки	14—18 лет	15
Мужчины	19 лет и старше	8
Женщины	19—50 лет	18
Женщины	50 лет и старше	8

В организм животных и человека железо поступает с пищей. Наиболее богаты им печень и мясо, в меньшей степени яйца, бобовые (чечевица, фасоль), семена тыквы и кунжута, цельнозерновые крупы (крупа гречневая), а также некоторые виды зелени — тимьян, петрушка, полевой салат^[53]. Долгое время список железосодержащих продуктов возглавлял шпинат, ошибочно внесённый из-за опечатки в результатах анализа (был потерян ноль после запятой).

Железо в питании подразделяют на гемовое, или гемное (из мяса и других животных источников) и негемовое (из растительной пищи). В гемсодержащих белках железо находится в составе гема. В негемовых железосодержащих белках железо непосредственно связывается с белком. К таким белкам относят трансферрин, ферритин, окислительные ферменты рибонуклеотидредуктазу и ксантиноксидазу, железофлавопротеины NADH-дегидрогеназа и сукцинатдегидрогеназа^[48]. Описанные белки, содержащие негемовое железо, относятся к классу ферредоксинов, наиболее изученные из которых содержатся в хлоропластах зелёных растений и окисляются при переносе электрона в процессе фотосинтеза, а также бактериальные ферредоксины (например анаэробной бактерии Clostridium pasteurianum), участвующие в аэробном или анаэробном переносе электрона. Человеческий ферредоксин-1 участвует в гидроксилировании и расщеплении стероидных гормонов и холестерола в системе микросомальных (эндоплазматического ретикулума гепатоцитов) ферментов цитохрома Р450, а также в синтезе гормонов щитовидной железы. Сердцевина ферредоксина состоит из молекул двух- или четырёх-валентной серы и четырёхвалентного железа и имеет общую формулу вида (например Fe_2S_2 ), она соединена с белковыми остовами через аминокислоту цистеин^[54]^[55].Гемовое железо усваивается наиболее эффективно (от 15 до 35 %). На усвоение негемового железа (даже в животной пище его порядка 60 %^[56]) влияют многочисленные факторы^[57]. Заметно улучшают усвоение железа потребляемые вместе с пищей аскорбиновая кислота или мясной белок^[58]. Препятствуют усвоению железа яйца, кальций, но главным образом антипитательные вещества — фитиновая кислота, оксалаты, танины и кофеин^[59].

К примеру, из-за высокого уровня фитиновых соединений усвоение железа из бобовых находится в районе 0,84-0,91 %^[52].
Согласно одному из американских исследований, потребление с железосодержащей пищей богатого танинами чая снижает усвоение микроэлемента на 62 %, кофе — на 35 %, а потребление апельсинового сока (с высоким содержанием аскорбиновой кислоты) увеличивает его на 85 %^[60]. В то же время данные из Китая указывают на то, что даже очень высокое потребление чая в целом не сказывается на содержании железа в крови^[61].

Дефицит железа[править | править код]

При сбалансированной диете железа, поступающего с пищей, как правило, вполне достаточно. В организме легко восстанавливается равновесие между поступлением и выведением железа, и временный дефицит его легко восполняется за счёт имеющихся запасов. И, тем не менее, дефицит железа — обычное явление в развивающихся странах с ограниченной доступностью мясных продуктов. Это самое распространённое на Земле нарушение питания, которому подвержены до 2 млрд человек во всём мире^[62].

В некоторых специальных случаях (анемия, а также при донорстве крови) необходимо применять железосодержащие препараты и пищевые добавки (гематоген, ферроплекс). Потребность в железе значительно возрастает при анемии, вызванной, например, такими паразитарными инвазиями, как малярия и анкилостомоз, которые очень широко распространены в тропических странах.

Вегетарианцам советуют принимать примерно в 1,8 раза больше железа, чем не вегетарианцам^[63]. В западных странах продукты, ориентированные на веганов, часто обогащают железом, хотя усваиваемость солей железа (железосодержащих препаратов) зачастую проблематична и польза от приёма таких добавок здоровыми людьми не доказана^[64]. Известно, что организм вегетарианцев приспосабливается к диете и более эффективно удерживает имеющиеся запасы железа^[65].

По результатам ряда исследований, за время приготовления в железной и чугунной посуде содержание железа в пище возрастает в от 1,2 до 21 раза
^[66]^[67]^[68]. При этом содержание железа сильнее возрастает в соусах или еде, приготовленной в соусе (например, чили). Испытывающим недостаток в железе даже предлагают класть в посуду, где готовится еда, специальные фигурки из чугуна^[en].

В то время, как некоторые исследователи считают, что кормление грудью приводит к дефициту железа, есть множество исследований, показывающих, что это не так, и дети, которых кормят грудью, усваивают железо намного лучше.

Переизбыток железа[править | править код]

Избыточное железо может попадать в организм городского жителя вместе с ржавой водой из-под крана (по чугунным трубам). Также использование железной и чугунной посуды в приготовлении пищи повышает содержание в ней железа^[66].

Содержание железа в воде превышающее 1—2 мг/л значительно ухудшает её органолептические свойства, придавая ей неприятный вяжущий вкус, и делает воду малопригодной для использования, вызывает у человека аллергические реакции^{[источник не указан 1409 дней]}, может стать причиной болезни крови и печени — гемохроматоза. ПДК железа в воде 0,3 мг/л.

Избыточное накопление железа в организме оказывает токсическое действие. Передозировка железа стимулирует выработку свободных радикалов, угнетает антиоксидантную систему организма и, вероятно, способствует развитию атеросклероза^[69], поэтому употреблять препараты железа здоровым людям не рекомендуется.

Примечания[править | править код]

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047—1078. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
↑ ¹ ² ³ Л. Ю. Аликберова; С. В. Кузьминых, В. А. Попов (исторические сведения). Железо. Большая российская энциклопедия 2004-2017. Научное издательство “Большая Российская энциклопедия”.
↑ ¹ ² ³ Коллектив авторов. Химическая энциклопедия в 5 томах. Том 2 / И.Л.Кнунянц – главный редактор. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — С. 270. — 671 с. — ISBN 5-85270-008-8.
↑ ¹ ² Jun-Bo Lu, Jiwen Jian, Wei Huang, Hailu Lin, Jun Li. Experimental and theoretical identification of the Fe(vii) oxidation state in FeO4− (англ.) // Phys. Chem. Chem. Phys.. — 2016-11-16. — Vol. 18, iss. 45. — P. 31125—31131. — ISSN 1463-9084. — doi:10.1039/c6cp06753k.
↑ Химическая энциклопедия: в 5 тт. / Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.). — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 140. — 671 с. — 100 000 экз.
↑ Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. — 4-е изд., стер. — М.: Химия, 2000, ISBN 5-7245-1130-4, с. 529
↑ Бахарева А. Древние египтяне назвали небо железной миской с водой. Архивная копия от 16 января 2021 на Wayback Machine
↑ Русакова E. Железо с неба. Архивная копия от 17 января 2021 на Wayback Machine
↑ Граков Б. Н. Ранний железный век. М.: Изд-во МГУ, 1977. С.16.
↑ Гиоргадзе Г. Г. «Текст Анитты» и некоторые вопросы ранней истории хеттов Архивная копия от 30 ноября 2007 на Wayback Machine // Вестник древней истории. 1965. № 4.
↑ Граков Б. Н. Ранний железный век. М.: Изд-во МГУ, 1977. С.16.; Кларк Г. Доисторическая Европа. Пер. M. Б. Граковой-Свиридовой. М. 1953. С. 201—203.; Дикшит С. К. Введение в археологию. М., 1960. С. 428—430.
↑ Менабде Э. А. Хеттское общество. Тбилиси, 1965. С. 67.; Арешян Г. Е. Железо в культуре древней Передней Азии и бассейна Эгейского моря (по данным письменных источников) Архивная копия от 2 июля 2021 на Wayback Machine // «Советская археология», 1976, № 1. С.90.
↑ Второзаконие III, 3,7,10,11.; Арешян Г. Е. Железо в культуре древней Передней Азии и бассейна Эгейского моря (по данным письменных источников)] // «Советская археология», 1976, № 1. С.95.
↑ Гомер. Илиада, песня 23.
↑ Давно ли люди гибнут за металл и как именно закаля (Ольга Листопад) / Проза.ру. proza.ru. Дата обращения: 26 сентября 2021. Архивировано 26 сентября 2021 года.
↑ Карл Бакс. Богатства земных недр. М.: Прогресс, 1986, стр. 244, глава «Железо»
↑ Иванов В. В., Шанский Н. М., Шанская Т. В., Краткий этимологический словарь русского языка, издание 2-е, испр. и доп., М. Просвещение, 1971, 542 стр.
↑ М. Фасмер. Этимологический словарь русского языка. — Прогресс. — 1986. — Т. 2. — С. 42—43.
↑ Трубачёв О. Н. Славянские этимологии. // Вопросы славянского языкознания, № 2, 1957.
↑ Boryś W. Słownik etymologiczny języka polskiego. — Kraków: Wydawnictwo Literackie. — 2005. — С. 753—754.
↑ Walde A. Lateinisches etymologisches Wörterbuch. — Carl Winter’s Universitätsbuchhandlung. — 1906. — С. 285.
↑ Мейе А. Основные особенности германской группы языков. — УРСС. — 2010. — С. 141.
↑ Matasović R. Etymological Dictionary of Proto-Celtic. — Brill. — 2009. — С. 172.
↑ Mallory, J. P., Adams, D. Q. Encyclopedia of Indo-European Culture. — Fitzroy-Dearborn. — 1997. — P. 314.
↑ New Measurement of the ⁶⁰Fe Half-Life (англ.) // Physical Review Letters : journal. — Vol. 103. — P. 72502. — doi:10.1103/PhysRevLett.103.072502.
↑ Audi G., Bersillon O., Blachot J., Wapstra A. H. The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties // Nuclear Physics A. — 2003. — Т. 729. — С. 3—128. — doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. — Bibcode: 2003NuPhA.729….3A.
↑ Ю. М. Широков, Н. П. Юдин. Ядерная физика. М.: Наука, 1972. Глава Ядерная космофизика.
↑ Рипан Р., И. Четяну. Неорганическая химия // Химия неметаллов = Chimia metalelor. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — С. 482—483. — 871 с.
↑ Gold and Precious Metals. Дата обращения: 25 августа 2011. Архивировано 20 августа 2011 года.
↑ Modest global growth for iron ore production — report — MINING.COM. Дата обращения: 9 марта 2020. Архивировано 15 февраля 2020 года.
↑ Цена железной руды выросла до максимума за 5 лет. Кто от этого выиграет? :: Новости :: РБК Инвестиции. Дата обращения: 9 марта 2020. Архивировано 31 октября 2019 года.
↑ Металловедение и термическая обработка стали. Справ. изд. В 3-х т./ Под ред. М. Л. Берштейна, А. Г. Рахштадта. — 4-е изд., перераб. и доп. Т. 2. Основы термической обработки. В 2-х кн. Кн. 1. М.: Металлургия, 1995. 336 с.
↑ T. Takahashi & W.A. Bassett, «High-Pressure Polymorph of Iron», Science, Vol. 145 #3631, 31 Jul 1964, p 483—486. doi:10.1126/science.145.3631.483. Bibcode: 1964Sci…145..483T.
↑ В виде стружки или проволоки
↑ Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
↑ Аликберова Л.Ю. Железа оксиды // Большая Российская энциклопедия / Председатель Науч.-ред. совета Ю. С. Осипов. Отв. ред. С. Л. Кравец. — М.: Большая Российская энциклопедия, 2007. — Т. 9. Динамика атмосферы — Железнодорожный узел. — С. 747.
↑ Горение железа в кислороде Архивная копия от 6 октября 2014 на Wayback Machine — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
↑ Schilt A. Analytical Application of 1,10-phenantroline and Related Compounds. Oxford, Pergamon Press, 1969.
↑ Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. М., Химия, 1989. С. 297.
↑ Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. М., Химия, 1989, С. 315.
↑ Брауэр Г. (ред.) Руководство по неорганическому синтезу. т. 5. М., Мир, 1985. С. 1757—1757.
↑ Реми Г. Курс неорганической химии. т. 2. М., Мир, 1966. С. 309.
↑ Киселёв Ю. М., Копелев Н. С., Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Восьмивалентное железо // Докл. АН СССР. — 1987. — Т. 292. — С. 628—631.
↑ Перфильев Ю. Д., Копелев Н. С., Киселёв Ю. М., Спицын В. И. Мёссбауэровское исследование восьмивалентного железа // Докл. АН СССР. — 1987. — T. 296. — С. 1406—1409.
↑ Kopelev N.S., Kiselev Yu.M., Perfiliev Yu.D. Mossbauer spectroscopy of the oxocomplexes iron in higher oxidation states (недоступная ссылка) // J. Radioanal. Nucl. Chem. — 1992. — V. 157. — Р. 401—411.
↑ А. В. Чувурин. Занимательная пиротехника (2003) ^{[страница не указана 1128 дней]}
↑ Iron, Nature’s Universal Element: Why People Need Iron & Animals Make Magnets. — С. 100. — 204 с. — ISBN 0-8135-2831-3.
↑ ¹ ² Е. С. Северин. Биохимия. Учебник для ВУЗов. — 2003. — С. 641. — 779 с. — ISBN 5-9231-0254-4. Архивированная копия. Дата обращения: 3 августа 2014. Архивировано из оригинала 25 июня 2013 года.
↑ «Нормы физиологических потребностей в энергии и пищевых веществах для различных групп населения Российской Федерации» (МР 2.3.1.2432—08). Архивная копия от 6 августа 2017 на Wayback Machine // rospotrebnadzor.ru (9 ноября 2015 года)
↑ Jo Lewin. Spotlight on… high-iron. — Are you getting enough iron? Jo Lewin explains when you should eat a high-iron diet, and which foods can help ensure you get your daily dose. Архивная копия от 5 июля 2014 на Wayback Machine (англ.) // bbcgoodfood.com
↑ Анастасия Каадзе. Железо: микроэлемент с высоким приоритетом важности. Архивная копия от 22 января 2021 на Wayback Machine Официальный сайт газеты «Комсомольская правда» // kp.ru (31 мая 2017 года)
↑ ¹ ² ³ Gregory J. Anderson, Gordon D. McLaren. Iron Physiology and Pathophysiology in Humans (Springer, 2012, pages 88-90). Архивная копия от 18 апреля 2017 на Wayback Machine (англ.) // books.google.com — ISBN 1-60327-484-7
↑ Foods highest in Iron. Дата обращения: 22 июня 2014. Архивировано 6 июля 2014 года.
↑ Д. Г. Кнорре, С. Д. Мызина. «Биологическая химия». — Москва: «Высшая школа», 2003. — С. 66. — 479 с. — ISBN 5-06-003720-7.
↑ И. В. Довжикова. Ферменты стероидогенеза (обзор литературы). Дальневосточный научный центр физиологии и патологии дыхания Сибирского отделения РАМН, Благовещенск. Бюллетень, выпуск № 37, 2010; УДК 577.175.63/.64:577.152.1. Архивная копия от 25 декабря 2015 на Wayback Machine // cyberleninka.ru
↑ Iron in the Vegan Diet. Архивная копия от 29 мая 2014 на Wayback Machine The Vegetarian Resource Group // vrg.org
↑ Review on iron and its importance for human health. Архивная копия от 9 апреля 2019 на Wayback Machine // ncbi.nlm.nih.gov
↑ [1]Архивная копия от 4 ноября 2017 на Wayback Machine Enhancers of iron absorption: ascorbic … [Int J Vitam Nutr Res. 2004] — PubMed — NCBI. // ncbi.nlm.nih.gov
↑ [2]Архивная копия от 23 июля 2018 на Wayback Machine Meat and ascorbic acid can promote Fe avai… [J Agric Food Chem. 2005] — PubMed — NCBI
↑ [3]Архивная копия от 19 февраля 2018 на Wayback Machine Effect of different drinks on the absorpt… [Hum Nutr Appl Nutr. 1982] — PubMed — NCBI
↑ [4]Архивная копия от 17 февраля 2018 на Wayback Machine Iron status of middle-aged women in five cou… [Eur J Clin Nutr. 1999] — PubMed — NCBI
↑ Micronutrient deficiencies. WHO. Дата обращения: 22 июня 2014. Архивировано из оригинала 13 июля 2017 года.
↑ Institute of Medicine, Food and Nutrition Board. Dietary Reference Intakes for Vitamin A, Vitamin K, Arsenic, Boron, Chromium, Copper, Iodine, Iron, Manganese, Molybdenum, Nickel, Silicon, Vanadium, and Zinc. Washington, DC: National Academy Press, 2001.
↑ Bioavailability of iron, zinc, and other trace minerals from vegetarian diets. Дата обращения: 22 июня 2014. Архивировано 16 января 2015 года.
↑ [5]Архивная копия от 17 октября 2016 на Wayback Machine Nonheme-iron absorption, fecal ferritin excre… [Am J Clin Nutr. 1999] — PubMed — NCBI
↑ ¹ ² Andrew Weil, M.D. Cooking with Cast-Iron? (англ.). drweil.com (21 марта 2006). Дата обращения: 22 апреля 2018. Архивировано 22 апреля 2018 года.
↑ Результаты исследования влияния железной посуды на содержание железа в приготовленной в них пище, опубликованные в журнале Journal of the American Dietetic Association в выпуске от июля 1986 года. Таблица результатов доступна на: Linda Stradley. Iron and Carcinogens in Cast Iron (англ.). What’s Cooking America (12 января 2005). Дата обращения: 11 октября 2014. Архивировано 1 октября 2014 года.
↑ Geerligs PD1, Brabin BJ, Omari AA. Food prepared in iron cooking pots as an intervention for reducing iron deficiency anaemia in developing countries: a systematic review. (англ.). Journal of human nutrition and dietetics : the official journal of the British Dietetic Association. The National Center for Biotechnology Information (8 января 2003). Дата обращения: 11 октября 2014. Архивировано 15 октября 2014 года.
↑ [6]Архивная копия от 25 декабря 2015 на Wayback Machine Iron overload augments the dev… [Arterioscler Thromb Vasc Biol. 1995] — PubMed — NCBI

Литература[править | править код]

Железо, в технике // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
Железо, в химии // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
Железо, в медицине // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
Железо в Популярной библиотеке химических элементов.
Климент Александрийский. «Строматы», глава 21.
Абрамишвили Р. М. К вопросу об освоении железа на территории Восточной Грузии, ВГМГ, XXII-В, 1961.
Арешян Г. Е. Железо в культуре древней передней Азии и бассейна Эгейского моря. М., 1976.
Бакс К. Богатства земных недр. М.: Прогресс, 1986. 384 стр. Глава «Железо».
Гиоргадзе Г. Г. «Текст Анитты» и некоторые вопросы ранней истории хеттов.
Граков Б. Н. Ранний железный век. М.: Изд-во МГУ, 1977. 235 с.
Татарченко Д.М. Металлургия чугуна, железа и стали в общедоступном изложении. — Государственное научно-техническое издательство, 1932.
Хахутайшвили Д. А. К истории древнеколхской металлургии железа. Вопросы древней истории (Кавказско-ближневосточный сборник, вып. 4). Тбилиси, 1973.

Ссылки[править | править код]

Железо на Webelements
Железо в Популярной библиотеке химических элементов.
Фото соединений железа на сайте ‘Химия и Химики’
в месторождениях.
Болезни, вызванные недостатком и избытком железа в организме человека.

Источник

Характеристика железа

Положение в ПСХЭ

Атомные числа

Электронное строение атома

Валентные электроны

Степени окисления

Свойства простого вещества

Высший гидроксид

Советы

Об этой статье

Была ли эта статья полезной?

Условие задачи:

Дано:

Решение задачи:

Ответ: 29.

Смотрите также задачи:

Железо, свойства атома, химические и физические свойства.

Атом и молекула железа. Формула железа. Строение атома железа:

Изотопы и модификации железа:

Свойства железа (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

Физические свойства железа:

Химические свойства железа. Взаимодействие железа. Химические реакции с железом:

Получение железа:

Применение железа:

История[править | править код]

Происхождение названия[править | править код]

Изотопы[править | править код]

Геохимия железа[править | править код]

Геохимические свойства железа[править | править код]

Минералы железа[править | править код]

Основные месторождения[править | править код]

Физические свойства[править | править код]

Химические свойства[править | править код]

Характерные степени окисления[править | править код]

Свойства простого вещества[править | править код]

Соединения железа (II)[править | править код]

Соединения железа (III)[править | править код]

Соединения железа (VI)[править | править код]

Соединения железа VII и VIII[править | править код]

Получение[править | править код]

Применение[править | править код]

Биологическое значение железа[править | править код]

Железо в организме человека[править | править код]

Дефицит железа[править | править код]

Переизбыток железа[править | править код]

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

Ссылки[править | править код]

Вам также может понравиться

Как составить бизнес план для развития производства

Как по номеру сотового найти данные

Как составить заявление об отзыве искового заявления

Добавить комментарий Отменить ответ