Gvožđe

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Gvožđe (26Fe)
MnFeCo
 
Fe
Ru  
 
 
Fe-TableImage.png

Fe,26.jpg

Opšti podaci
Pripadnost skupu prelazni metali
grupa, perioda VIIIB, 4
gustina, tvrdoća 7874 kg/m3, 4
boja srebrnobela
Osobine atoma
atomska masa 55,845 u
atomski radijus 140 (156) pm
kovalentni radijus 125 pm
van der Valsov radijus bez podataka
elektronska konfiguracija [Ar]3d64s2
e- na energetskim nivoima 2, 8, 14, 2
oksidacioni broj 2, 3, 4, 6
Osobine oksida amfoterni
Kristalna struktura regularna prostorno
centrirana
Fizičke osobine
agregatno stanje čvrsto
temperatura topljenja 1808 K
(1535 °C)
temperatura ključanja 3023 K
(2750 °C)
molska zapremina 7,09×10-3 m³/mol
toplota isparavanja 349,6 kJ/mol
toplota topljenja 13,8 kJ/mol
brzina zvuka 4.910 m/s (293,15 K)
Ostale osobine
Elektronegativnost 1,83 (Pauling)
1,64 (Alred)
specifična toplota 440 J/(kg K)
specifična provodljivost 9,93×106 S/m
toplotna provodljivost 80,2 W/(m*K)
I energija jonizacije 762,5 kJ/mol
II energija jonizacije 1561,9 kJ/mol
III energija jonizacije 2.957 kJ/mol
IV energija jonizacije 5.290 kJ/mol
Najstabilniji izotopi

Gvožđe ili željezo (Fe, lat. ferrum) je metal VIIIB grupe.[1]

Ima 16 izotopa čije se atomske mase nalaze između 49 - 63. Postojani izotopi su: 54, 56, 57 i 58. Najzastupljeniji je izotop 56 (91%). Gvožđe je bilo poznato još prvobitnim civilizacijama.

Zastupljenost i jedinjenja[uredi]

Crvena boja ove reke potiče od gvožđa iz stena

Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 0,41% u obliku sledećih minerala: crvenog hematita (Fe2O3), crnog magnetita (Fe3O4), siderita (FeCO3), limonita, halkopirita, pirita, arsenopirita.[2][3]

Sem ovih minerala veliki tehnološki značaj imaju karboniklova kompleksna jedinjenja gvožđa koja se dobijaju iz hlorida gvožđa. Ta jedinjenja su katalizatori brojnih organskih reakcija. Zlatan hlorid (II), kiselog ukusa se upotrebljava za suzbijanje malokrvnosti.

Gvožđe ima 2 oksida. Pri reakciji gvožđa sa kiseonikom, stvara se gvožđe(III)-oksid.

4Fe + 3O_2 \rarr 2Fe_2O_3

U reakciji sa vodonikom, gvožđe(III)-oksid reaguje na sledeći način, dajući gvožđe(II)-oksid (FeO).

Fe_2 O_3 + H_2 \rarr FeO + H_2 O

Gvožđe ima 2 hidroksida, koji su kao i gore navedeni oksidi, nerastvorni u vodi. Dobijaju se na sledeći način (reakcijom rastvorne soli gvožđa sa natrijum ili kalijum-hidroksidom).

  • Gvožđe(II)-hidroksid: FeSO_4 + 2NaOH \rarr Fe(OH)_2 + Na_2SO_4
  • Gvožđe(III)-hidroksid:  Fe_2(SO_4)_3 + 6NaOH \rarr 2Fe(OH)_3 + 3Na_2SO_4

Dobijanje gvožđa[uredi]

Sulfidne rude se zagrevanjem prevode u oksid gvožđa. Karbonatna ruda se žarenjem razlaže na oksid gvožđa i CO2. Nastali oksidi gvožđa zajedno sa oksidnim rudama se obrađuju u visokoj peći, gde se vrši redukcija oksida (uklanjanje kiseonka iz rude), pomoću koksa (C) ili CO. Peć se puni kroz grotlo. Stavlja se naizmenično red rude, red topitelja, i red koksa. Peć može da radi neprestano po nekoliko godina.

Biološki značaj[uredi]

Gvožđe je neophodno za očuvanje zdravlja. Atom gvožđa se nalazi u mnogim enzimima[4]: hemoglobinu, mioglobinu... Potrebe za gvožđem se razlikuju u zavisnosti od starosti, težine, pola, zdravlja minimalne količine koje je potrebno dnevno uneti kreću se u širokim okvirima. Kod odraslih osoba od 10 miligrama dnevno do 20 kod žena, dok je za vreme dojenja potrebno 30. Iako čovekov organizam ima solidne mehanizme za regulaciju količine gvožđa, u nekim situacijama može doći do oboljenja hemohromatoze. To oboljenje se javlja usled prevelike doze gvožđa u organizmu. Velike količine gvožđa(II) su otrovne. Soli gvožđa(III-VI) su bezopasne, zato što ih organizam ne apsorbuje.

Pravilna koncentracija gvožđa u krvi:

  • srednja vrednost
    • muškarci 21,8 mikro mol po litru, 120 mikro grama po decilitru
    • žene 18,5 mikro mol po litru, 100 mikro grama po decilitru
  • minimalne i maksimalne koncentracije:
    • muškarci 17,7 - 35,9 mikro mol po litru, 90 - 200 mikro grama po decilitru
    • žene 11,1 - 30,1 mikro mol po litru, 60 - 170 mikro grama po decilitru

Osobine[uredi]

Čisto gvožđe je sjajan, srebrnast, mekan metal koji veoma lako podleže koroziji.[5]

Vekovima se koristi u obliku legura kao što su čelik, legure sa manganom, hromom, molibdenom, vanadijumom i mnogim drugim elementima.

Alotropske modifikacije (polimorfija) železa[uredi]

Železo se javlja u 4 alotropske modifikacije:

  • α železo
  • ß železo
  • γ železo i
  • δ železo

α železo poseduje prostorno (zapreminski) centriranu kubnu kristalnu rešetku, a stabilno je u temperaturskom intervalu između 723 °C i 770 °C. Ova alotropska modifikacija železa odlikuje se feromagnetičnim osobinama.

U temperaturskom intervalu od 770 do 906 °C železo i dalje ima prostorno (zapreminski) centriranu kubnu kristalnu rešetku, međutim iznad 770 °C odlikuje se paramagnetnim svojstvima. Zbog razlike u fizičkim karakteristikama, koristi se druga oznaka - ß železo.

Iznad temperature od 906 °C pa sve do 1401 °C železo karakteriše površinski centrirana kubna kristalna rešetka. Ova alotropska modifikacija označava se kao γ železo.

Između 1401 °C i 1539 °C železo se ponovo odlikuje prostorno (zapreminski) centriranom kubnom kristalnom rešetkom i naziva se δ železo. Razlika između α i δ železa jeste u parametru kristalne rešetke.

Iznad 1539 °C železo više ne poseduje kristalnu rešetku već se nalazi u tečnom stanju - u stanju rastopa.

Reference[uredi]

  1. ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  2. ^ Lide David R., ed. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. 0-8493-0487-3. 
  3. ^ Susan Budavari, ed. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th ed.). Merck Publishing. ISBN 0911910131. 
  4. ^ David L. Nelson, Michael M. Cox (2005). Principles of Biochemistry (4th ed.). New York: W. H. Freeman. ISBN 0-7167-4339-6. 
  5. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 

Literatura[uredi]

Spoljašnje veze[uredi]