Гвожђе

Из Википедије, слободне енциклопедије
Disambig.svg
Друга значења су пописана у чланку Гвожђе (вишезначна одредница).
Disambig.svg
Друга значења су пописана у чланку Железо (вишезначна одредница).
Железо (26Fe)
MnFeCo
 
Fe
Ru  
 
 
Fe-TableImage.png

Fe,26.jpg

Општи подаци
Припадност скупу прелазни метали
група, периода VIIIB, 4
густина, тврдоћа 7874 kg/m3, 4
боја сребрнобела
Особине атома
атомска маса 55,845 u
атомски радијус 140 (156) pm
ковалентни радијус 125 pm
ван дер Валсов радијус без података
електронска конфигурација [Ar]3d64s2
e- на енергетским нивоима 2, 8, 14, 2
оксидациони број 2, 3, 4, 6
Особине оксида амфотерни
Кристална структура регуларна просторно
центрирана
Физичке особине
агрегатно стање чврсто
температура топљења 1808 K
(1535 °C)
температура кључања 3023 K
(2750 °C)
молска запремина 7,09×10-3 m³/mol
топлота испаравања 349,6 kJ/mol
топлота топљења 13,8 kJ/mol
брзина звука 4.910 m/s (293,15 K)
Остале особине
Електронегативност 1,83 (Паулинг)
1,64 (Алред)
специфична топлота 440 J/(kg K)
специфична проводљивост 9,93×106 S/m
топлотна проводљивост 80,2 W/(m*K)
I енергија јонизације 762,5 kJ/mol
II енергија јонизације 1561,9 kJ/mol
III енергија јонизације 2.957 kJ/mol
IV енергија јонизације 5.290 kJ/mol
Најстабилнији изотопи

Гвожђе[a], железо или жељезо (Fe, лат. ferrum) је метал VIIIB групе.[1]

Има 16 изотопа чије се атомске масе налазе између 49 - 63. Постојани изотопи су: 54, 56, 57 и 58. Најзаступљенији је изотоп 56 (91%). Гвожђе је било познато још првобитним цивилизацијама.

Заступљеност и једињења[уреди]

Црвена боја ове реке потиче од гвожђа из стена

Заступљен је у земљиној кори у количини од 6,6% у облику следећих минерала: црвеног хематита (Fe2O3), црног магнетита (Fe3O4), сидерита (FeCO3), лимонита, халкопирита, пирита, арсенопирита.[2][3]

Сем ових минерала велики технолошки значај имају карбониклова комплексна једињења гвожђа која се добијају из хлорида гвожђа. Та једињења су катализатори бројних органских реакција. Златан хлорид (II), киселог укуса се употребљава за сузбијање малокрвности.

Гвожђе има 2 оксида. При реакцији гвожђа са кисеоником, ствара се гвожђе(III)-оксид.

4Fe + 3O_2 \rarr 2Fe_2O_3

У реакцији са водоником, железо(III)-оксид реагује на следећи начин, дајући гвожђе(II)-оксид (FeO).

Fe_2 O_3 + H_2 \rarr FeO + H_2 O

Гвожђе има 2 хидроксида, који су као и горе наведени оксиди, нерастворни у води. Добијају се на следећи начин (реакцијом растворне соли гвожђа са натријум или калијум-хидроксидом).

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

Добијање гвожђа[уреди]

Сулфидне руде се загревањем преводе у оксид гвожђа. Карбонатна руда се жарењем разлаже на оксид гвожђа и CO2. Настали оксиди гвожђа заједно са оксидним рудама се обрађују у високој пећи, где се врши редукција оксида (уклањање кисеонка из руде), помоћу кокса (C) или CO. Пећ се пуни кроз гротло. Ставља се наизменично ред руде, ред топитеља, и ред кокса. Пећ може да ради непрестано по неколико година.

Биолошки значај[уреди]

Железо је неопходно за очување здравља. Атом железа се налази у многим ензимима[4]: хемоглобину, миоглобину... Потребе за гвожђем се разликују у зависности од старости, тежине, пола, здравља минималне количине које је потребно дневно унети крећу се у широким оквирима. Код одраслих особа од 10 милиграма дневно до 20 код жена, док је за време дојења потребно 30. Иако човеков организам има солидне механизме за регулацију количине гвожђа, у неким ситуацијама може доћи до обољења хемохроматозе. То обољење се јавља услед превелике дозе гвожђа у организму. Велике количине гвожђа(II) су отровне. Соли гвожђа(III-VI) су безопасне, зато што их организам не апсорбује.

Правилна концентрација гвожђа у крви:

  • средња вредност
    • мушкарци 21,8 микро mol по литру, 120 микро грама по децилитру
    • жене 18,5 микро mol по литру, 100 микро грама по децилитру
  • минималне и максималне концентрације:
    • мушкарци 17,7 - 35,9 микро mol по литру, 90 - 200 микро грама по децилитру
    • жене 11,1 - 30,1 микро mol по литру, 60 - 170 микро грама по децилитру

Особине[уреди]

Чисто железо је сјајан, сребрнаст, мекан метал који веома лако подлеже корозији.[5]

Вековима се користи у облику легура као што су челик, легуре са манганом, хромом, молибденом, ванадијумом и многим другим елементима.

Алотропске модификације (полиморфија) гвожђа[уреди]

Гвожђе се јавља у 4 алотропске модификације:

  • α гвожђе
  • ß гвожђе
  • γ гвожђе и
  • δ гвожђе

α железо поседује просторно (запремински) центрирану кубну кристалну решетку, а стабилно је у температурском интервалу између 723 °C и 770 °C. Ова алотропска модификација железа одликује се феромагнетичним особинама.

У температурском интервалу од 770 до 906 °C железо и даље има просторно (запремински) центрирану кубну кристалну решетку, међутим изнад 770 °C одликује се парамагнетним својствима. Због разлике у физичким карактеристикама, користи се друга ознака - ß железо.

Изнад температуре од 906 °C па све до 1401 °C железо карактерише површински центрирана кубна кристална решетка. Ова алотропска модификација означава се као γ железо.

Између 1401 °C и 1539 °C железо се поново одликује просторно (запремински) центрираном кубном кристалном решетком и назива се δ железо. Разлика између α и δ железа јесте у параметру кристалне решетке.

Изнад 1539 °C железо више не поседује кристалну решетку већ се налази у течном стању - у стању растопа.

Напомене[уреди]

  1. ^ У колоквијалном говору и хемијској литератури се термин гвожђе користи да означи хемијски елемент. Међутим у машинству термин гвожђе се користи за означавање легуре хемијског елемента за угљеником. Машинство за хемијски елемент користи назив железо

Референце[уреди]

  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. 

Литература[уреди]

Спољашње везе[уреди]