철

철-NS; 수

1. 화학 원소(Fe), 탄소와 결합하여 강철 및 주철을 형성하는 가단성 은색 금속.

2. 은색 금속인 연강의 통칭. 위조 w. 바람은 지붕의 쇠를 두드린다.

3. 강하고, 견고하고, 강한 것에 대해(외부 물리적 특성에 대해). 당신의 손 - 글쎄! // 강하고 굴하지 않는 것에 대해 (내적 도덕적 자질에 대해). 그의 성격은 좋다.

4. 확산.선 물질을 포함하는 약에 대해. 몸에 철분이 부족합니다. 잘 마신다. 사과에는 w가 포함되어 있습니다.

5. 확산. 기술.컴퓨터 하드웨어(소프트웨어와 반대). 빠진 철을 구입하십시오.

◊ 뜨거운 철로 굽습니다. 근절하고 파괴하고 극단적이고 특별한 조치를 취하십시오. 다리미가 뜨거울 때 때립니다(스트라이크 참조).

◁ 철; 선의; 철; 철(참조).

(lat. Ferrum), 주기율표 VIII족의 화학 원소. 반짝이는 은백색 금속. 다형성 수정을 형성합니다. 상온에서 α-Fe는 7.874g/cm3의 밀도로 안정합니다(결정 격자 - 입방체 중심). 769 ° C (퀴리 포인트)까지의 α-Fe는 강자성입니다. NS MP 1535 ° C 그것은 공기 중에서 산화됩니다 - 느슨한 녹으로 덮입니다. 자연의 풍부한 원소 측면에서 철은 4위입니다. 약 300개의 미네랄을 형성합니다. 철과 탄소 및 기타 원소의 합금은 모든 금속 제품(주철, 강철, 합금철)의 약 95%를 차지합니다. 순수한 형태로 실제로 사용되지 않습니다 (일상 생활에서 강철 또는 주철 제품은 종종 철이라고 함). 동물 유기체의 중요한 활동에 필요합니다. 헤모글로빈의 일부입니다.

IRON(lat. Ferrum), Fe("ferrum"으로 읽음), 화학 원소, 원자 번호 26, 원자 질량 55.847. 요소에 대한 라틴어 및 러시아어 이름의 기원은 명확하게 확립되지 않았습니다. 천연철은 4가지 핵종으로 이루어진 혼합물이다. (센티미터.핵)질량 번호 54(천연 혼합물의 함량은 5.82중량%), 56(91.66%), 57(2.19%) 및 58(0.33%)입니다. 2개의 외부 전자층의 구성 3 NS 2 NS 6 NS 6 4초 2 ... 일반적으로 산화 상태 +3(III 원자가) 및 +2(II 원자가)의 화합물을 형성합니다. 또한 산화 상태 +4, +6 및 일부 다른 상태의 철 원자를 갖는 화합물도 알려져 있습니다.
Mendeleev의 주기율표에서 철은 VIIIB 족에 포함됩니다. 철도 속하는 네 번째 기간에 이 그룹에는 코발트도 포함됩니다. (센티미터.코발트)및 니켈 (센티미터.니켈)... 이 세 가지 요소는 트라이어드를 형성하고 유사한 속성을 가지고 있습니다.
중성 철 원자의 반경은 0.126 nm이고, Fe 2+ 이온의 반경은 0.080 nm이고, Fe 3+ 이온은 0.067 nm입니다. 철 원자의 연속 이온화 에너지는 7.893, 16.18, 30.65, 57, 79 eV입니다. 전자 친화력은 0.58eV입니다. 폴링 척도에서 철의 전기 음성도는 약 1.8입니다.
고순도 철은 광택이 나는 은회색의 연성 금속으로 다양한 가공 방법에 적합합니다.
자연 속에서
지각에서 철은 충분히 널리 퍼져 있으며 지각 질량의 약 4.1%를 차지합니다(모든 원소 중 4위, 금속 중 2위). 많은 수의 철광석과 광물이 알려져 있습니다. 가장 실제적으로 중요한 것은 적철광(적철광 (센티미터.적철광), Fe2O3; 최대 70% Fe 포함), 자성 철광석(자철광 광석) (센티미터.자철광), Fe3O4; 72.4% Fe 포함), 갈색 철광석(수첨철석 광석 НFeO 2 N H 2 O) 및 스파 철광석(siderite ore) (센티미터.사이더라이트), 탄산철, FeCO3; 약 48% Fe 포함). 자연에는 황철석이 많이 매장되어 있습니다. (센티미터.파이라이트) FeS 2 (다른 이름 - 황철광, 황철광, 이황화철 및 기타)이지만 황 함량이 높은 광석은 아직 실제적으로 중요하지 않습니다. 철광석 매장량 측면에서 러시아는 세계 1위입니다. 바닷물 1 · 10 -5 -1 · 10 -8% 철.
철 생산 역사
철은 인류의 물질적 역사에서 예외적인 역할을 하고 있습니다. 인간의 손에 떨어진 최초의 금속 철은 아마도 운석에서 유래했을 것입니다. 철광석은 지구 표면에도 널리 퍼져 있고 종종 발견되지만 표면에 있는 천연 철은 극히 드물다. 아마도 수천 년 전에 한 사람이 불을 태운 후 실수로 화재로 끝난 광석 조각에서 철의 형성이 관찰되는 경우가 있음을 알아 차렸습니다. 화재가 발생하면 광석이 석탄과 직접 반응하고 연소 중에 형성된 일산화탄소(II) CO와 반응하여 광석에서 철이 환원됩니다. 광석에서 철을 얻을 수 있는 가능성은 광석을 석탄과 함께 가열하면 금속이 형성되고 단조 중에 더 정제될 수 있다는 사실의 발견을 크게 촉진했습니다. 원시 취입 공정을 사용하여 광석에서 철을 추출하는 것은 기원전 2천년에 서아시아에서 발명되었습니다. NS. 9세기부터 7세기까지의 시대 기원전 기원전, 유럽과 아시아의 많은 부족들 사이에서 철 야금술이 발달했을 때를 철기 시대라고 불렀습니다. (센티미터.철기 시대)청동기 시대를 대체한 (센티미터.청동기 시대)... 취입 방법의 개선(자연 드래프트가 모피로 대체됨) 및 단조 높이의 증가(저갱 용광로-용광로 등장)로 인해 서유럽에서 널리 제련되기 시작한 주철 생산 14세기부터. 생성된 주철은 강철로 변환되었습니다. 18세기 중반부터 고로 공정에서 숯 대신 석탄 코크스가 사용되었습니다. (센티미터.콜라)... 미래에는 광석에서 철을 얻는 방법이 크게 개선되었으며 현재는 용광로, 산소 변환기, 전기로와 같은 특수 장치가 사용됩니다.
물리화학적 성질
실온에서 917 ° C까지의 온도와 1394-1535 ° C의 온도 범위에서 입방체 중심 격자가있는 a-Fe가 있으며 실온에서 격자 매개 변수 = 0.286645nm. 917-1394 ° C의 온도에서 입방 면심 격자 T (a = 0.36468 nm)가있는 b-Fe는 안정적입니다. 실온에서 769 ° C까지의 온도에서 (소위 퀴리 포인트 (센티미터.퀴리 포인트)) 철은 강한 자기적 특성(강자성이라고 함)을 가지고 있으며, 더 높은 온도에서 철은 상자성처럼 행동합니다. 때때로 769 ~ 917 ° C의 온도에서 안정적인 입방체 중심 격자가있는 상자성 a-Fe는 철의 g-변형으로 간주되고 b-Fe는 고온 (1394-1535 ° C)에서 안정합니다. 전통적으로 d-Fe (철의 네 가지 변형이 있다는 아이디어 - a, b, g 및 d-는 X 선 구조 분석이 아직 존재하지 않고 내부 구조에 대한 객관적인 정보가 없었을 때 나타남 철). 융점 1535 ° C, 끓는점 2750 ° C, 밀도 7.87 g / cm 3. Fe 2+ / Fe 0 쌍의 표준 전위는 -0.447V, Fe 3+ / Fe 2+ + 0.771V 쌍입니다.
최대 200 ° C의 온도에서 공기 중에 보관하면 철이 점차 조밀 한 산화막으로 덮여 금속의 추가 산화를 방지합니다. 습한 공기에서 철은 느슨한 녹 층으로 덮여있어 산소와 습기가 금속에 접근하여 파괴되는 것을 방지하지 못합니다. 녹은 화학적 조성이 일정하지 않으며 대략 화학식은 Fe 2 O 3 xH 2 O로 쓸 수 있습니다.
철은 가열되면 산소와 반응합니다. 철이 공기 중에서 연소되면 산화물 Fe 2 O 3 가 생성되고 순수한 산소에서 연소되면 산화물 Fe 3 O 4 가 생성됩니다. 산소나 공기가 쇳물을 통과하면 FeO 산화물이 생성됩니다. 황과 철 분말을 가열하면 황화물이 형성되며, 그 근사식은 FeS로 표기할 수 있습니다.
철은 가열되면 할로겐과 반응합니다. (센티미터.할로겐)... FeF 3는 휘발성이 아니므로 철은 200-300 ° C의 온도까지 불소에 내성이 있습니다. 철의 염소화 (약 200 ° C의 온도에서)는 휘발성 FeCl 3을 생성합니다. 철과 브롬의 상호작용이 실온 또는 가열 및 브롬 증기의 증가된 압력에서 진행되면 FeBr3가 형성됩니다. 가열되면 FeCl 3 및 특히 FeBr 3 가 할로겐을 제거하고 할로겐화철(II)로 전환합니다. 철과 요오드가 상호 작용하면 요오드화물 Fe 3 I 8이 형성됩니다.
가열되면 철은 질소와 반응하여 질화철 Fe 3 N을 형성하고 인과 반응하여 인화물 FeP, Fe 2 P 및 Fe 3 P를 형성하고 탄소와 함께 탄화물 Fe 3 C를 형성하고 규소와 함께 여러 규화물(예: FeSi)을 형성합니다. .
고압에서 금속성 철은 일산화탄소 CO와 반응하고 액체는 정상 조건에서 쉽게 휘발성인 철 펜타카보닐 Fe(CO) 5 가 형성됩니다. Fe 2 (CO) 9 및 Fe 3 (CO) 12 조성의 철 카르보닐도 알려져 있다. 철 카르보닐은 페로센을 포함한 유기 철 화합물의 합성에서 출발 물질로 사용됩니다. (센티미터.페로센)구성.
순수한 금속 철은 물과 묽은 알칼리 용액에서 안정합니다. 철은 강한 산화막이 표면을 보호하기 때문에 진한 황산과 질산에 용해되지 않습니다.
염산 및 묽은(약 20%) 황산의 경우 철은 철(II) 염의 형성과 반응합니다.
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
철이 약 70% 황산과 상호 작용하면 반응이 진행되어 황산 철(III)이 형성됩니다.
2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
산화철(II) FeO는 기본 특성을 가지며 염기 Fe(OH) 2가 이에 해당합니다. 산화철 (III) Fe 2 O 3는 약 양쪽성이며, 산과 반응하는 Fe (OH) 2, Fe (OH) 3보다 훨씬 약한 염기에 해당합니다.
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2(SO 4) 3 + 6H 2 O
철(III) 수산화물 Fe(OH) 3 는 약한 양쪽 성질을 나타냅니다. 농축된 알칼리 용액과만 반응할 수 있습니다.
철(OH) 3 + KOH = K
생성된 철(III) 하이드록소 착물은 강알칼리성 용액에서 안정합니다. 용액을 물로 희석하면 파괴되고 철 (III) 수산화 Fe (OH) 3가 침전됩니다.
용액의 철(III) 화합물은 금속성 철에 의해 환원됩니다.
Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2
철(II) 염 수용액을 보관하는 동안 철(II)이 철(III)으로 산화되는 현상이 관찰됩니다.
4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) Cl 2
수용액의 철 (II) 염 중에서 Mohr의 염은 안정합니다. 암모늄과 철 (II)의 이중 황산염 (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O.
철(III)은 명반, 예를 들어 KFe(SO 4 ) 2 - 칼륨 철 명반, (NH 4) Fe(SO 4) 2 - 암모늄 철 명반 등과 같은 단일 하전 양이온으로 이중 황산염을 형성할 수 있습니다.
철 (III) 화합물의 알칼리성 용액에 대한 기체 염소 또는 오존의 작용하에 철 (VI) 화합물이 형성됩니다 - 철산염, 예를 들어 철산염 칼륨 (VI) K 2 FeO 4. 강한 산화제의 작용하에 철(VIII) 화합물의 제조에 대한 보고가 있습니다.
용액에서 철(III) 화합물의 검출을 위해 Fe 3+ 이온과 티오시아네이트 이온 CNS의 정성적 반응이 사용됩니다. Fe 3+ 이온이 CNS - 음이온과 상호작용하면 밝은 적색의 티오시안산철 Fe(CNS) 3 이 형성됩니다. Fe 3+ 이온에 대한 또 다른 시약은 헥사시아노철산칼륨(II) K 4입니다(이 물질은 이전에 노란색 혈액 염이라고 불렸습니다). Fe 3+ 및 4- 이온이 상호 작용하면 밝은 파란색 침전물이 형성됩니다.
이전에 적혈구 염이라고 불리는 칼륨 헥사시아노철산염(III) K 3 용액은 용액에서 Fe 2+ 이온에 대한 시약 역할을 할 수 있습니다. Fe 3+ 및 3- 이온이 상호 작용하면 Fe 3+ 및 4- 이온의 상호 작용의 경우와 동일한 조성의 밝은 파란색 침전물이 형성됩니다.
탄소와 철 합금
철은 주로 합금, 주로 탄소 함유 합금(다양한 주철 및 강철)에 사용됩니다. 주철에서 탄소 함량은 중량 기준으로 2.14%보다 높고(보통 3.5-4% 수준), 강철에서는 탄소 함량이 더 낮습니다(보통 0.8-1% 수준).
선철은 용광로에서 생산됩니다. 용광로는 내부가 비어 있는 거대한(최대 높이 30-40m) 잘린 원뿔형입니다. 용광로의 벽에는 내부에서 내화 벽돌이 늘어서 있으며 벽돌의 두께는 몇 미터입니다. 위에서 용광로로 트롤리에는 농축 된 (폐석이없는) 철광석, 환원제 코크스 (특수 등급의 석탄, 코크스 처리 - 공기에 접근하지 않고 약 1000 ° C의 온도에서 가열), 용융 금속 불순물-슬래그로부터의 분리에 기여하는 제련 재료 (석회석 및 기타). 용광로(순수한 산소 또는 산소가 풍부한 공기)는 아래에서 용광로로 공급됩니다. 고로에 투입되는 재료가 낮아지면 온도가 1200-1300 ° C까지 상승합니다. 주로 코크스 C와 CO의 참여로 진행되는 환원 반응의 결과:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO;
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
금속성 철이 형성되고 탄소로 포화되어 아래로 흐릅니다.
이 용융물은 특수 구멍(탭 구멍)을 통해 고로에서 주기적으로 방출되며 용융물은 특수 형태로 응고될 수 있습니다. 주철은 흰색, 소위 변환 철(강을 만드는 데 사용됨)과 회색 또는 주철입니다. 백색 주철은 철에 탄소가 고용된 용액입니다. 회주철의 미세 구조에서 흑연 미세 결정을 구별할 수 있습니다. 흑연의 존재로 인해 회주철은 흰 종이에 흔적을 남깁니다.
주철은 깨지기 쉽고 두드리면 찔리므로 용수철, 용수철, 구부릴 때 작동해야 하는 제품을 만들 수 없습니다.
경질 주철은 쇳물보다 가볍기 때문에 응고될 때 압축(금속 및 합금의 응고에서와 같이 일반적으로)이 없고 팽창합니다. 이 기능을 통해 주철을 예술적 주물 재료로 사용하는 등 다양한 주물을 만들 수 있습니다.
주철의 탄소 함량이 1.0-1.5%로 감소하면 강철이 형성됩니다. 강철은 탄소질(이러한 강철에는 Fe 및 C를 제외한 다른 구성 요소가 없음) 및 합금(이러한 강철에는 강철의 기계적 및 기타 특성을 향상시키는 크롬, 니켈, 몰리브덴, 코발트 및 기타 금속의 첨가제가 포함됨)이 있습니다.
강철은 산소 변환기, 전기 아크 또는 노상로에서 선철 및 고철을 처리하여 얻습니다. 이 처리는 합금의 탄소 함량을 필요한 수준으로 감소시키며, 초과 탄소는 연소된다고 합니다.
강철의 물리적 특성은 주철의 물리적 특성과 크게 다릅니다. 강철은 탄성이 있고 단조, 압연이 가능합니다. 강철은 주철과 달리 응고 중에 수축하기 때문에 결과 강철 주물은 압연기에서 압하됩니다. 압연 후, 용융물의 응고 중에 나타나는 공극과 공동은 금속 부피에서 사라집니다.
러시아의 철강 생산은 길고 깊은 전통을 가지고 있으며 우리 야금술사들이 얻은 철강은 고품질입니다.
철, 그 합금 및 화합물의 사용
순수한 철은 사용이 다소 제한적입니다. 그것은 여러 다른 목적을 위해 화학 공정의 촉매로서 전자석 코어의 제조에 사용됩니다. 그러나 철 합금(주철 및 강철)은 현대 기술의 기초를 형성합니다. 많은 철 화합물도 널리 사용됩니다. 따라서 황산철(III)은 수처리에 사용되며 산화철과 시안화물은 염료 제조에 안료로 사용됩니다.
체내 철분
철은 모든 식물과 동물의 유기체에 미량 원소로 존재하며, (센티미터.미량원소)즉, 매우 소량(평균 약 0.02%)입니다. 그러나 철분 박테리아 (센티미터.철 박테리아)화학 합성을 위해 철(II)이 철(III)으로 산화되는 에너지를 사용 (센티미터.화학 합성), 세포에 최대 17-20%의 철을 축적할 수 있습니다. 철의 주요 생물학적 기능은 산소 수송 및 산화 과정에 참여하는 것입니다. 철은 복잡한 단백질의 구성에서 이 기능을 수행합니다 - 헤모단백질 (센티미터.헤모프로테이드), 그 보철 그룹은 철 포르피린 복합체 - 헴 (센티미터.보석)... 가장 중요한 헤모단백질 중에는 호흡기 색소 헤모글로빈이 있습니다. (센티미터.헤모글로빈)미오글로빈, (센티미터.마이오글로빈)세포 호흡, 시토크롬의 산화 및 광합성 반응에서 전자의 보편적 운반체, (센티미터.사이토크롬)효소 카탈로스 및 과산화물 및 기타. 일부 무척추 동물에서 철 함유 호흡기 색소인 헬로에리트린과 클로로크루오린은 헤모글로빈과 다른 구조를 가지고 있습니다. 헤모단백질의 생합성 동안, 철은 단백질 페리틴에서 전달됩니다. (센티미터.페리틴), 철의 저장 및 운송을 수행합니다. 한 분자에 약 4,500개의 철 원자를 포함하는 이 단백질은 포유동물과 인간의 간, 비장, 골수 및 장 점막에 집중되어 있습니다. 철분(6-20mg)에 대한 인간의 일일 필요량은 음식(고기, 간, 계란, 빵, 시금치, 비트 및 기타 철분이 풍부함)으로 충분합니다. 평균적인 사람(체중 70kg)의 몸에는 약 450mg의 혈액 1리터에 4.2g의 철이 들어 있습니다. 신체에 철분이 부족하면 선성 빈혈이 발생하며 철분이 함유 된 제제로 치료됩니다. 철 제제는 또한 회복제로 사용됩니다. 과량의 철분(200mg 이상)은 독성이 있을 수 있습니다. 철분은 식물의 정상적인 발달에도 필요하므로 철분 제제를 기반으로 한 미량 영양소 비료가 있습니다.

백과사전. 2009 .

다른 사전에 어떤 하드웨어가 있는지 확인하십시오.

수 Hall (s) zo 남쪽., 서쪽. 금속, 슬러지, 주철 형태의 광석을 제련하고 돌풍 망치로 마지막으로 단조합니다. 탄소와 결합하면 강철이 됩니다. 철은 스트립 또는 고품질의 형태로 판매됩니다. 첫 번째 직선 ... Dahl의 설명 사전

철은 잘 알려진 화학 원소입니다. 그것은 평균 화학 활성의 금속에 속합니다. 이 기사에서는 철의 특성과 용도를 고려할 것입니다.

자연의 보급

ferrum을 포함하는 많은 미네랄이 있습니다. 우선 마그네타이트입니다. 72퍼센트의 철입니다. 화학식은 Fe 3 O 4입니다. 이 광물은 자성 철광석이라고도 합니다. 그것은 밝은 회색을 띠고 때로는 짙은 회색에서 검은 색까지 금속 광택이 있습니다. CIS 국가 중 가장 큰 예금은 우랄에 있습니다.

철 함량이 높은 다음 광물은 이 원소의 70%인 적철광입니다. 화학식은 Fe 2 O 3입니다. 붉은 철광석이라고도 합니다. 그것은 적갈색에서 적회색에 이르는 색상을 가지고 있습니다. CIS 국가 영토에서 가장 큰 예금은 Krivoy Rog에 있습니다.

세 번째로 많은 철광석은 갈철석입니다. 여기서 철은 전체 질량의 60%입니다. 그것은 결정질 수화물, 즉 물 분자가 결정 격자로 짜여져 있으며 화학식은 Fe 2 O 3 .H 2 O입니다. 이름에서 알 수 있듯이 이 광물은 황갈색을 띠고 때로는 갈색을 띠기도 합니다. 천연황토의 주성분 중 하나로 안료로 사용된다. 갈색 철광석이라고도 합니다. 가장 큰 발생 장소는 크리미아, 우랄입니다.

철광석은 철광석의 48%를 차지하는 소위 철광석입니다. 화학식은 FeCO3입니다. 그 구조는 이질적이며 함께 결합된 다양한 색상의 결정으로 구성됩니다: 회색, 옅은 녹색, 회색-황색, 갈색-황색 등.

철 함량이 높은 마지막 천연 광물은 황철석입니다. 하기 화학식 FeS2를 갖는다. 철은 총 질량의 46%입니다. 황 원자로 인해이 광물은 황금색을 띠고 있습니다.

고려되는 많은 미네랄은 순수한 철을 얻는 데 사용됩니다. 또한 적철광은 천연석으로 보석을 제조하는 데 사용됩니다. 황철석 꽃은 청금석 보석에서 찾을 수 있습니다. 또한 자연에서 철은 살아있는 유기체에서 발견되며 세포의 가장 중요한 구성 요소 중 하나입니다. 이 미량 원소는 반드시 충분한 양으로 인체에 들어가야 합니다. 철의 치유력은 주로 이 화학 원소가 헤모글로빈의 기초라는 사실에 기인합니다. 따라서 ferrum의 사용은 혈액 상태에 좋은 영향을 미치고 결과적으로 전체 유기체에 좋은 영향을 미칩니다.

철: 물리화학적 성질

이 두 개의 큰 섹션을 순서대로 살펴보겠습니다. 철은 외관, 밀도, 융점 등입니다. 즉, 물리학과 관련된 물질의 모든 특징입니다. 철의 화학적 성질은 다른 화합물과 반응하는 능력입니다. 첫 번째 것부터 시작하겠습니다.

철의 물리적 성질

정상적인 조건에서 순수한 형태로 고체입니다. 은빛 회색과 뚜렷한 금속 광택이 있습니다. 철의 기계적 특성에는 경도가 4(평균) 수준입니다. 철은 전기 및 열 전도성이 좋습니다. 후자의 특징은 차가운 방에서 쇠 물체를 만지면 느낄 수 있습니다. 이 소재는 열을 빠르게 전도하기 때문에 짧은 시간에 피부에서 대부분의 열을 빼앗아 가므로 차가움을 느끼게 됩니다.

예를 들어 나무를 만지면 열전도율이 훨씬 낮다는 것을 알 수 있습니다. 철의 물리적 특성은 녹는점과 끓는점입니다. 첫 번째는 섭씨 1539도이고 두 번째는 섭씨 2860도입니다. 철의 특성은 가소성과 가용성이 좋은 것으로 결론지을 수 있습니다. 하지만 그게 다가 아닙니다.

또한 철의 물리적 특성에는 강자성이 포함됩니다. 그것은 무엇입니까? 우리가 실생활에서 매일 관찰할 수 있는 자기적 특성을 지닌 철은 그러한 독특한 특징을 지닌 유일한 금속입니다. 이것은이 물질이 자기장의 영향으로 자화 될 수 있기 때문입니다. 그리고 후자의 작용이 종료 된 후 자기 특성이 방금 형성된 철은 오랫동안 자석으로 남아 있습니다. 이 현상은 이 금속의 구조에 움직일 수 있는 많은 자유 전자가 있다는 사실로 설명할 수 있습니다.

화학적인 면에서

이 요소는 평균 활동의 금속에 속합니다. 그러나 철의 화학적 성질은 다른 모든 금속에 대해 일반적입니다(전기화학적 계열에서 수소의 오른쪽에 있는 것은 제외). 그것은 많은 종류의 물질과 반응할 수 있습니다.

간단한 것부터 시작하자

Ferrum은 산소, 질소, 할로겐(요오드, 브롬, 염소, 불소), 인, 탄소와 상호 작용합니다. 가장 먼저 고려해야 할 것은 산소와의 반응입니다. 페럼이 연소되면 산화물이 형성됩니다. 반응의 조건과 두 참가자의 비율에 따라 달라질 수 있습니다. 이러한 상호작용의 예로 다음 반응식을 들 수 있습니다. 2Fe + O 2 = 2FeO; 4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3; 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4. 그리고 산화철의 특성(물리적 및 화학적 모두)은 유형에 따라 달라질 수 있습니다. 이러한 종류의 반응은 고온에서 발생합니다.

다음은 질소와의 상호작용입니다. 또한 가열된 경우에만 발생할 수 있습니다. 철 6몰과 질소 1몰을 취하면 질화철 2몰이 됩니다. 반응식은 다음과 같습니다. 6Fe + N 2 = 2Fe 3 N.

인과 상호 작용하면 인화물이 형성됩니다. 반응을 수행하려면 다음 구성 요소가 필요합니다. 3몰의 철제 - 1몰의 인의 경우 결과적으로 1몰의 인화물이 형성됩니다. 방정식은 다음과 같이 쓸 수 있습니다. 3Fe + P = Fe 3 P.

또한 단순 물질과의 반응 중에서 황과의 상호 작용을 구별 할 수도 있습니다. 이 경우 황화물을 얻을 수 있습니다. 주어진 물질의 형성 과정이 일어나는 원리는 위에서 설명한 것과 유사합니다. 즉, 부가 반응이 일어난다. 이러한 종류의 모든 화학적 상호 작용에는 특별한 조건, 주로 고온, 덜 자주 촉매가 필요합니다.

철과 할로겐 사이의 반응은 화학 산업에서도 일반적입니다. 이들은 염소화, 브롬화, 요오드화, 불소화입니다. 반응 자체의 명칭에서 알 수 있듯이 페럼 원자에 염소/브롬/요오드/불소 원자를 첨가하여 각각 염화물/브롬화물/요오드화물/불화물을 형성하는 과정입니다. 이러한 물질은 다양한 산업 분야에서 널리 사용됩니다. 또한 페럼은 고온에서 실리콘과 결합할 수 있습니다. 철의 화학적 성질은 다양하기 때문에 화학 산업에서 자주 사용됩니다.

Ferrum 및 복합 물질

단순한 물질에서 분자가 두 개 이상의 다른 화학 원소로 구성된 물질로 넘어갑시다. 가장 먼저 언급할 것은 철과 물의 반응입니다. 이것은 철의 기본 특성이 나타나는 곳입니다. 물을 가열하면 철과 함께 형성됩니다(같은 물과 상호작용할 때 수산화물, 즉 염기를 형성하기 때문에 그렇게 부릅니다). 따라서 두 성분 중 1몰을 섭취하면 이산화철과 수소와 같은 물질이 매운 냄새가 나는 기체 형태로 형성되며, 몰비도 1:1입니다. 이러한 종류의 반응에 대한 방정식은 다음과 같이 쓸 수 있습니다. Fe + H 2 O = FeO + H 2. 이 두 성분이 혼합되는 비율에 따라 이산화철 또는 삼산화철을 얻을 수 있습니다. 이 두 물질은 모두 화학 산업에서 매우 일반적이며 다른 많은 산업에서도 사용됩니다.

산과 소금으로

철은 금속 활성의 전기화학적 범위에서 수소의 왼쪽에 위치하기 때문에 화합물에서 이 원소를 대체할 수 있습니다. 이것의 예는 철이 산에 첨가될 때 관찰될 수 있는 치환 반응이다. 예를 들어, 중간 농도의 철과 황산염(황이라고도 함)을 동일한 몰 비율로 혼합하면 결과적으로 동일한 몰 비율의 황산철(II)과 수소가 생성됩니다. 이러한 반응에 대한 방정식은 다음과 같습니다. Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2.

염과 상호 작용할 때 철의 환원성이 나타납니다. 즉, 그것의 도움으로 덜 활성인 금속을 염에서 분리할 수 있습니다. 예를 들어, 1몰과 같은 양의 철을 섭취하면 황산철(II)과 순수한 구리를 같은 몰 비율로 얻을 수 있습니다.

신체에 대한 중요성

지각에서 가장 흔한 화학 원소 중 하나는 철입니다. 우리는 이미 고려했고 이제 생물학적 관점에서 접근할 것입니다. Ferrum은 세포 수준과 전체 유기체 수준 모두에서 매우 중요한 기능을 수행합니다. 우선, 철은 헤모글로빈과 같은 단백질의 기초입니다. 혈액을 통해 폐에서 모든 조직, 기관, 신체의 모든 세포, 주로 뇌의 뉴런으로 산소를 운반하는 데 필요합니다. 따라서 철의 유익한 특성을 과대 평가할 수 없습니다.

ferrum은 혈액 형성에 영향을 미친다는 사실 외에도 갑상선의 완전한 기능에 중요합니다(일부 사람들이 생각하는 것처럼 요오드만 필요로 하는 것은 아닙니다). 또한 철분은 세포 내 대사에 참여하여 면역을 조절합니다. Ferrum은 또한 유해 물질을 중화하는 데 도움이 되기 때문에 간 세포에서 특히 다량으로 발견됩니다. 그것은 또한 우리 몸에 있는 많은 유형의 효소의 주요 구성 요소 중 하나입니다. 사람의 일일 식단에는 10~20mg의 미량 원소가 포함되어야 합니다.

철분이 풍부한 음식

그들 중 많은 수가 있습니다. 그들은 식물과 동물 기원입니다. 첫 번째는 곡물, 콩류, 곡물(특히 메밀), 사과, 버섯(포르치니), 말린 과일, 장미 엉덩이, 배, 복숭아, 아보카도, 호박, 아몬드, 대추, 토마토, 브로콜리, 양배추, 블루베리, 블랙베리, 셀러리, 등. 두 번째 - 간, 고기. 발달 중인 태아의 몸은 완전한 성장과 발달을 위해 많은 양의 미량 원소를 필요로 하기 때문에 철분 함량이 높은 음식을 먹는 것은 임신 중에 특히 중요합니다.

몸에 철분이 부족하다는 징후

몸에 너무 적은 철류가 들어오면 피로, 손발이 계속 얼어붙음, 우울증, 부서지기 쉬운 머리카락과 손톱, 지적 활동 감소, 소화 장애, 성능 저하, 갑상선 장애 등의 증상이 나타납니다. 이러한 증상 중 몇 가지를 발견하면 식단에서 철분의 양을 늘리거나 철이 함유된 비타민이나 보충제를 구입하는 것을 고려하십시오. 또한 이러한 증상이 너무 많이 느껴지면 의사의 진찰을 받아야 합니다.

산업에서의 페럼 사용

철의 용도와 특성은 밀접한 관련이 있습니다. 강자성 특성으로 인해 가정용(기념품 냉장고 자석 등)에는 약한 자석을, 산업용으로는 강한 자석을 만드는 데 사용됩니다. 문제의 금속은 강도와 ​​경도가 높기 때문에 고대부터 무기, 갑옷 및 기타 군사 및 가정용 도구 제조에 사용되었습니다. 그건 그렇고, 고대 이집트에서도 운석 철이 알려졌으며 그 특성은 일반 금속보다 우수했습니다. 또한 고대 로마에서는 이러한 특수 철이 사용되었습니다. 엘리트 무기는 그것으로 만들어졌습니다. 매우 부유하고 고귀한 사람만이 운석 금속으로 만든 방패나 검을 가질 수 있었습니다.

일반적으로 이 기사에서 고려하는 금속은 이 그룹의 모든 물질 중에서 가장 다용도로 사용됩니다. 먼저 철강과 주철을 원료로 하여 산업현장과 일상생활에 필요한 모든 제품을 생산하고 있습니다.

주철은 철과 탄소의 합금으로 두 번째가 1.7~4.5% 존재합니다. 두 번째가 1.7% 미만이면 이러한 종류의 합금을 강철이라고 합니다. 구성에 약 0.02%의 탄소가 있으면 이미 일반 공업용 철입니다. 합금에 탄소가 있어야 강도, 내열성 및 녹 방지성을 높일 수 있습니다.

또한 강철에는 불순물로 다른 많은 화학 원소가 포함될 수 있습니다. 이것은 망간, 인 및 규소입니다. 또한 크롬, 니켈, 몰리브덴, 텅스텐 및 기타 여러 화학 원소를 이러한 종류의 합금에 첨가하여 특정 품질을 부여할 수 있습니다. 변압기용으로 실리콘이 많이 함유된 강종(약 4%)을 사용한다. 다량의 망간(최대 12~14%)을 함유한 망간은 철도, 제분소, 분쇄기 및 기타 도구의 부품 제조에 사용되며, 일부는 빠르게 지워집니다.

몰리브덴은 합금에 첨가되어 내열성을 높입니다. 이러한 강철은 공구강으로 사용됩니다. 또한 칼 및 기타 가정용 도구의 형태로 일상 생활에서 잘 알려져 있고 자주 사용되는 모든 것을 얻으려면 크롬, 니켈 및 티타늄 합금에 스테인레스 스틸을 추가해야합니다. 그리고 내충격성, 고강도, 연성 강철을 얻으려면 바나듐을 첨가하면 충분합니다. 니오븀 조성에 첨가하면 부식에 대한 높은 내성과 화학적으로 공격적인 물질의 영향을 얻을 수 있습니다.

이 기사의 시작 부분에서 언급한 광물 자철광은 이러한 유형의 하드 드라이브, 메모리 카드 및 기타 장치 제조에 필요합니다. 철은 자기 특성으로 인해 변압기, 모터, 전자 제품 등에서 찾을 수 있습니다. 또한 철은 다른 금속 합금에 첨가하여 강도와 기계적 안정성을 높일 수 있습니다. 이 원소의 황산염은 (황산구리와 함께) 해충 방제를 위해 원예에 사용됩니다.

그들은 수질 정화에서 대체 할 수 없습니다. 또한 자철광 분말은 흑백 프린터에 사용됩니다. 황철광을 사용하는 주요 방법은 황산을 얻는 것입니다. 이 과정은 실험실 조건에서 3단계로 진행됩니다. 첫 번째 단계에서 철철광은 연소되어 산화철과 이산화황을 생성합니다. 두 번째 단계에서 이산화황이 삼산화물로 전환되는 것은 산소의 참여로 발생합니다. 그리고 최종 단계에서 생성된 물질을 촉매 존재하에 통과시켜 황산을 얻는다.

철 얻기

기본적으로 이 금속은 자철광과 적철광의 두 가지 주요 광물에서 채굴됩니다. 이것은 코크스 형태의 탄소와 함께 화합물에서 철을 환원함으로써 이루어집니다. 이것은 온도가 섭씨 2,000도에 달하는 용광로에서 이루어집니다. 또한 수소로 페럼을 복원하는 방법이 있습니다. 이것은 용광로가 필요하지 않습니다. 이 방법을 구현하기 위해 특수 점토를 취하여 분쇄된 광석과 혼합하고 용광로에서 수소로 처리합니다.

결론

철의 특성과 용도는 다양합니다. 이것은 아마도 우리 삶에서 가장 중요한 금속일 것입니다. 인류에게 알려지면서 그는 당시 모든 도구와 무기 제조의 주요 재료였던 청동을 대신했습니다. 강철 및 주철은 물리적 특성 및 기계적 응력에 대한 내성 면에서 구리-주석 합금보다 여러 면에서 우수합니다.

또한 철은 다른 많은 금속보다 지구에 더 풍부합니다. 지각에 있는 그것의 거의 5%입니다. 그것은 자연에서 네 번째로 흔한 화학 원소입니다. 또한이 화학 원소는 주로 헤모글로빈이 기본으로 만들어지기 때문에 동물과 식물의 유기체의 정상적인 기능에 매우 중요합니다. 철분은 건강과 정상적인 장기 기능을 유지하는 데 필수적인 필수 미량 영양소입니다. 위의 것 외에도 독특한 자기 특성을 가진 유일한 금속입니다. 철제가 없는 우리의 삶은 상상할 수 없습니다.

철은 선사 시대에도 알려졌지만 자유 상태에서는 자연에서 극히 드물고 광석에서 생산하는 것이 특정 수준의 기술 발전에서만 가능했기 때문에 훨씬 나중에 널리 사용되었습니다. 아마도 고대 사람들의 언어로 된 이름으로 알 수 있듯이 인간은 처음으로 운석 철에 대해 알게되었습니다. 고대 이집트의 "베니 펫"은 "천상의 철"을 의미합니다. 고대 그리스 sideros는 라틴어 sidus (sideris 속) - 별, 천체와 관련이 있습니다. 기원전 14세기의 히타이트 문서에서. NS. 철은 하늘에서 떨어진 금속으로 언급됩니다. Romance 언어에서는 로마인이 지정한 이름의 어근이 보존되었습니다(예: French fer, Italian ferro).

광석에서 철을 얻는 방법은 기원전 2000년경 아시아 서부에서 발명되었습니다. NS.; 그 후 철의 사용은 바빌론, 이집트, 그리스로 퍼졌습니다. 청동기 시대는 철기 시대로 대체되었습니다. Homer(일리아드의 23번째 노래에서)는 아킬레우스가 철 수정으로 만든 원반을 원반던지기 대회에서 우승자에게 수여했다고 말합니다. 유럽과 고대 러시아에서는 수세기 동안 치즈를 불어내는 과정을 통해 철을 얻었습니다. 철광석은 구덩이의 단조에서 숯으로 회수되었습니다. 공기는 벨로우즈로 단조로 펌핑되어 환원의 산물 - kritsa는 해머 타격에 의해 슬래그에서 분리되고 다양한 제품이 단조되었습니다. 발파 방법이 개선되고 노의 높이가 증가함에 따라 공정의 온도가 상승하고 철의 일부가 침탄, 즉 주철이 얻어졌습니다. 이 비교적 깨지기 쉬운 제품은 폐기물로 간주되었습니다. 따라서 주철 "돼지", "선철"의 이름 - 영어. 선철. 나중에 철광석이 아닌 주철을 단조에 적재할 때 저탄소 철 크러스트도 얻어지며 이러한 2단계 공정은 원시 취입 공정보다 수익성이 높은 것으로 나타났습니다. 12-13세기에는 비명을 지르는 방법이 이미 널리 퍼졌습니다.

14세기에 주철은 추가 가공을 위한 중간 제품뿐만 아니라 다양한 제품을 주조하는 재료로 제련되기 시작했습니다. 난로를 용광로("용광로")로 재건한 다음 고로로 재건하는 것도 같은 시기에 이루어졌습니다. 18세기 중반에 이르러 유럽에서 철강을 얻는 도가니 과정이 사용되기 시작했는데, 이는 중세 초기에 시리아에서 알려졌으나 후에 잊혀진 것으로 밝혀졌다. 이 방법에서 강철은 고내화 덩어리에서 작은 용기(도가니)의 금속 충전물을 녹여서 얻었습니다. 18세기 마지막 분기에 주철을 철로 바꾸는 푸들링 공정이 불타는 반사로의 난로에서 개발되기 시작했습니다. 18세기에서 19세기 초반의 산업 혁명, 증기 기관의 발명, 철도, 대형 교량 및 증기 함대의 건설로 인해 철과 그 합금에 대한 엄청난 수요가 발생했습니다. 그러나 기존의 철을 생산하는 모든 방법은 시장의 요구를 충족시킬 수 없었습니다. 강철의 대량 생산은 Bessemer, Thomas 및 개방형 노로 공정이 개발된 19세기 중반에만 시작되었습니다. 20세기에는 전기 아크 제련 공정이 등장하여 널리 보급되어 고품질 철강을 생산했습니다.

자연에서 철의 분포.암석권 내 함량(질량 기준 4.65%) 측면에서 철은 금속 중에서 2위를 차지합니다(알루미늄이 1위). 그것은 지각에서 활발하게 이동하여 약 300가지 광물(산화물, 황화물, 규산염, 탄산염, 티탄산염, 인산염 등)을 형성합니다. 철은 다양한 유형의 퇴적물의 형성과 관련된 마그마, 열수 및 하이퍼 유전자 과정에 적극적으로 참여합니다. 철은 지구 깊이의 금속으로, 초염기성(9.85%) 및 염기성(8.56%) 암석(화강암에서는 2.7%에 불과)에 마그마 결정화의 초기 단계에 축적됩니다. 생물권에서 철은 많은 해양 및 대륙 퇴적물에 축적되어 퇴적암을 형성합니다.

철의 지구화학에서 중요한 역할은 산화환원 반응(2가 철에서 3가로 또는 그 반대로의 전환)에 의해 수행됩니다. 생물권에서 유기물이 존재하면 Fe 3+는 Fe 2+로 환원되어 쉽게 이동하며, 대기 중 산소와 만나면 Fe 2+가 산화되어 3가 철의 수산화물이 축적됩니다. 3가 철의 광범위한 화합물은 빨간색, 노란색, 갈색입니다. 이것은 많은 퇴적암의 색과 "적색 형성"(적색 및 갈색 양토 및 점토, 황사 등)과 같은 이름을 결정합니다.

철의 물리적 특성.현대 기술에서 철의 가치는 자연에 광범위하게 분포되어 있을 뿐만 아니라 매우 가치 있는 특성의 조합에 의해 결정됩니다. 플라스틱이며 냉간 상태와 가열 상태 모두에서 쉽게 단조되며 롤링, 스탬핑 및 드로잉에 적합합니다. 탄소 및 기타 원소를 용해하는 능력은 다양한 철 합금을 얻는 기초가 됩니다.

철은 α 및 γ-체심 입방체(bcc)와 면심 입방체(fcc)의 두 가지 결정 격자 형태로 존재할 수 있습니다. 910 ° C 미만에서 bcc 격자가있는 α-Fe는 안정적입니다 (20 ° C에서 a = 2.86645 Å). 910 ° C와 1400 ° C 사이에서 fcc 격자 (a = 3.64 Å)를 사용한 γ-modification은 안정적입니다. 1400 ° C 이상에서는 δ-Fe (a = 2.94 Å)의 bcc 격자가 다시 형성되어 융점 (1539 ° C)까지 안정적입니다. α-Fe는 최대 769°C(퀴리점)까지 강자성입니다. γ-Fe 및 δ-Fe 변형은 상자성입니다.

가열 및 냉각 중 철과 강철의 다형 변형은 1868년 D.K.Chernov에 의해 발견되었습니다. 탄소는 철과 격자간 고용체를 형성하는데, 이때 원자반경이 작은(0.77Å) C 원자가 큰 원자(Fe 원자반경 1.26Å)로 구성된 금속의 결정격자의 틈에 위치한다. γ-Fe에 탄소의 고용체를 오스테나이트라고 하고, α-Fe에 있는 탄소를 페라이트라고 합니다. γ-Fe의 포화 탄소 고용체는 1130 ° C에서 2.0 중량 %의 C를 포함합니다. α-Fe는 723°C에서 0.02-0.04% C만 녹이고 실온에서는 0.01% 미만입니다. 따라서 오스테나이트를 담금질할 때 마르텐사이트가 형성됩니다. 이는 α-Fe에 탄소의 과포화 고용체로 매우 단단하고 부서지기 쉽습니다. 담금질과 템퍼링(내부 응력을 줄이기 위해 상대적으로 낮은 온도로 가열)의 조합은 강철에 필요한 경도와 연성의 조합을 제공합니다.

철의 물리적 성질은 순도에 달려 있습니다. 산업용 철 재료에서 철은 일반적으로 탄소, 질소, 산소, 수소, 황, 인의 불순물을 동반합니다. 매우 낮은 농도에서도 이러한 불순물은 금속의 특성을 크게 변화시킵니다. 따라서 유황은 소위 적색 취성, 인 (심지어 10 -2 % P)-차가운 취성을 유발합니다. 탄소와 질소는 연성을 감소시키는 반면, 수소는 철의 취성을 증가시킵니다(소위 수소 취성). 불순물 함량이 10 -7 - 10 -9 %로 감소하면 금속 특성, 특히 가소성이 크게 증가합니다.

다음은 총 불순물 함량이 중량 기준으로 0.01% 미만인 금속과 주로 관련된 철의 물리적 특성입니다.

원자 반경 1.26Å

이온 반경 Fe 2+ 0.80Å, Fe 3+ 0.67Å

밀도(20℃) 7,874g/cm3

베일 t 약 3200 ° С

선팽창 온도 계수(20 ° С) 11.7 10 -6

열전도율(25℃) 74.04 W/(m·K)

철의 열용량은 구조와 온도에 따라 복잡한 방식으로 변화합니다. 평균 비열 (0-1000 ° C) 640.57 J / (kg K).

비 전기 저항(20 ° С) 9.7 · 10 -8 ohm · m

전기 저항의 온도 계수 (0-100 ° С) 6.51 · 10 -3

영률 190-210 · 10 3 MN / m 2 (19-21 · 10 3 kgf / mm 2)

영률의 온도 계수 4 · 10 -6

전단 계수 84.0 · 10 3 MN / m 2

단기 인장 강도 170-210 MN / m 2

연신율 45-55%

브리넬 경도 350-450 Mn / m 2

항복 강도 100 Mn / m 2

충격 강도 300 Mn/m2

철의 화학적 성질.원자의 외부 전자 껍질의 구성은 3d 6 4s 2입니다. 철은 다양한 원자가를 나타냅니다(가장 안정적인 화합물은 2가 및 3가 철입니다). 철은 산소와 함께 산화물(II) FeO, 산화물(III) Fe 2 O 3 및 산화물(II, III) Fe 3 O 4 (FeO와 스피넬 구조를 갖는 Fe 2 O 3의 화합물)를 형성합니다. 상온의 습한 공기에서 철은 느슨한 녹(Fe 2 O 3 nH 2 O)으로 덮입니다. 다공성으로 인해 녹은 금속에 대한 산소와 수분의 접근을 방해하지 않으므로 추가 산화로부터 금속을 보호하지 않습니다. 다양한 유형의 부식으로 인해 매년 수백만 톤의 철이 손실됩니다. 철이 200 ° C 이상의 건조한 공기에서 가열되면 가장 얇은 산화 피막으로 덮여 상온에서 금속을 부식으로부터 보호합니다. 이것은 철 보호의 기술적 방법인 블루잉의 기초가 됩니다. 증기에서 가열되면 철은 Fe 3 O 4 (570 ° C 미만) 또는 FeO (570 ° C 이상)의 형성 및 수소 발생과 함께 산화됩니다.

Fe(OH) 2 수산화물은 수소 또는 질소 분위기에서 Fe 2+ 염의 수용액에 가성 알칼리 또는 암모니아의 작용으로 백색 침전물로 형성됩니다. 공기와 접촉하면 Fe(OH) 2 는 먼저 녹색으로 변한 다음 검게 변하고 마침내 적갈색 Fe(OH) 3 수산화물로 빠르게 변합니다. FeO 산화물은 기본 특성을 나타냅니다. Fe 2 O 3 산화물은 양쪽성이며 약하게 표현되는 산성 기능을 가지고 있습니다. 더 기본적인 산화물과 반응 (예를 들어, MgO와 함께 페라이트를 형성합니다. Fe 2 O 3 nMeO 유형의 화합물로 강자성 특성을 가지며 무선 전자 장치에 널리 사용됩니다. 산성 특성은 또한 6가 철로 표현됩니다. 철산염의 형태로 존재합니다(예: K 2 FeO 4 ). 철산 염은 자유 상태에서 분리되지 않습니다.

철은 할로겐 및 할로겐화수소와 쉽게 반응하여 염화물 FeCl 2 및 FeCl 3와 같은 염을 생성합니다. 철을 황으로 가열하면 황화물 FeS 및 FeS 2 가 형성됩니다. 철 탄화물 - Fe 3 C(시멘타이트) 및 Fe 2 C(e-탄화물) - 냉각 시 철의 탄소 고용체에서 침전됩니다. Fe 3 C는 또한 고농도의 C에서 액체 철의 탄소 용액에서 방출됩니다. 탄소와 마찬가지로 질소는 철과 함께 고체 간질 용액을 제공합니다. 그들로부터 질화물 Fe 4 N 및 Fe 2 N이 방출되고 수소의 경우 철은 불안정한 수소화물만을 제공하며 그 조성은 정확하게 결정되지 않습니다. 가열되면 철은 규소 및 인과 격렬하게 반응하여 규화물(예: Fe 3 Si 및 인화물(예: Fe 3 P))을 형성합니다.

결정 구조를 형성하는 많은 원소(O, S 및 기타)를 포함하는 철 화합물은 다양한 조성을 가지고 있습니다(예: 일황화물의 황 함량은 50~53.3원자% 범위일 수 있음). 이것은 결정 구조의 결함 때문입니다. 예를 들어, 산화철(II)에서 격자 사이트의 Fe 2+ 이온 중 일부는 Fe 3+ 이온으로 대체됩니다. 전기 중성을 유지하기 위해 Fe 2+ 이온에 속하는 일부 격자 사이트는 비어 있습니다.

Fe = Fe 2+ + 2e 반응에 대한 염 수용액에서 철의 정상 전극 전위는 -0.44V이고 Fe = Fe 3+ + 3e 반응에 대한 전극 전위는 -0.036V입니다. 따라서 일련의 활동에서 철은 수소의 왼쪽에 있습니다. 그것은 H 2의 방출과 Fe 2+ 이온의 형성으로 묽은 산에 쉽게 용해됩니다. 철과 질산의 상호 작용은 독특합니다. 농축 HNO 3 (밀도 1.45g / cm 3)는 표면에 보호 산화 피막이 나타나기 때문에 철을 부동태화합니다. 더 묽은 HNO 3는 Fe 2+ 또는 Fe 3+ 이온의 형성과 함께 철을 용해시켜 NH 3 또는 N 2 및 N 2 O로 환원합니다. 공기 중의 2가 철 염의 용액은 불안정합니다. - Fe 2+는 점차 산화됩니다. Fe 3+로. 가수 분해로 인한 철 염 수용액은 산성 반응을 보입니다. Fe 3+ 염 용액에 SCN-티오시아네이트 이온을 첨가하면 Fe(SCN) 3 의 출현으로 인해 밝은 선홍색을 띠게 되며, 이는 약 10 6 부분의 물에 Fe 3+ 1 부분이 존재할 수 있게 합니다. 발견되다. 철은 복잡한 화합물의 형성이 특징입니다.

철을 얻습니다.순수한 철은 염 수용액을 전기분해하거나 산화물을 수소로 환원시켜 비교적 소량을 얻는다. 비교적 낮은 온도에서 수소, 천연 가스 또는 석탄을 사용하여 광석 정광에서 직접 환원함으로써 상당히 순수한 철의 생산이 점차 증가하고 있습니다.

철의 사용.철은 현대 기술에서 가장 중요한 금속입니다. 강도가 낮기 때문에 철은 실제로 순수한 형태로 사용되지 않지만 일상 생활에서 강철 또는 주철 제품은 종종 "철"이라고 불립니다. 철의 대부분은 조성과 특성이 매우 다른 합금 형태로 사용됩니다. 철 합금은 모든 금속 제품의 약 95%를 차지합니다. 탄소가 풍부한 합금(중량 기준 2% 이상) - 주철은 철이 풍부한 광석을 용광로에서 제련합니다. 다양한 등급의 강(탄소 함량 2질량% 미만)은 잉여 탄소를 산화(연소)하고 유해한 불순물(주로 S, P, O)을 제거하고 합금 원소. 고합금강(니켈, 크롬, 텅스텐 및 기타 원소 함량이 높음)은 전기로 및 유도로에서 제련됩니다. 새로운 공정(진공, 일렉트로슬래그 재용해, 플라즈마 및 전자빔 용해 등)은 특히 중요한 철의 강철 및 합금 생산에 사용됩니다. 고품질 금속 및 공정 자동화를 보장하는 연속 작동 장치에서 철강을 제련하는 방법이 개발되고 있습니다.

철을 기반으로 고온 및 저온, 진공 및 고압, 공격적인 매체, 높은 교류 전압, 핵 방사선 등의 영향을 견딜 수 있는 재료가 생성됩니다. 철 및 그 합금의 생산은 지속적으로 증가하고 있습니다.

철은 고대부터 이집트, 메소포타미아, 인도에서 예술 재료로 사용되었습니다. 중세 이후로 단조 울타리, 도어 경첩, 벽 브래킷, 풍향계, 가슴 부속품 및 세벳과 같은 철로 만든 수많은 고도로 예술적인 제품이 유럽(영국, 프랑스, ​​이탈리아, 러시아 등)에 보존되었습니다. 막대로 만든 제품과 천공된 판금으로 만든 제품(종종 운모 안감이 있음)은 평면 모양, 선명한 선형 그래픽 실루엣으로 구별되며 밝은 공기 배경에서 효과적으로 볼 수 있습니다. 20세기에 철은 격자, 울타리, 투각 내부 칸막이, 촛대 및 기념물의 제조에 사용되었습니다.

몸에 철.철은 모든 동식물의 유기체에 존재합니다(평균 약 0.02%). 그것은 주로 산소 대사 및 산화 과정에 필요합니다. 다량으로 축적할 수 있는 유기체(소위 농축기)가 있습니다(예: 철 박테리아 - 철의 최대 17-20%). 동물과 식물의 유기체에 있는 거의 모든 철은 단백질과 관련이 있습니다. 철 결핍은 엽록소 형성 감소와 관련된 성장 지연 및 식물 엽록소 현상을 유발합니다. 과도한 철분은 또한 예를 들어 벼의 불임과 백화 현상을 일으키는 식물의 발달에 해로운 영향을 미칩니다. 알칼리성 토양에서는 식물 뿌리가 접근할 수 없는 철 화합물이 형성되고 식물은 충분한 양을 받지 못합니다. 산성 토양에서 철은 과량으로 가용성 화합물로 이동합니다. 토양에 동화 가능한 철 화합물이 부족하거나 과도하면 식물 질병이 넓은 지역에서 관찰 될 수 있습니다.

철분은 음식과 함께 동물과 인간의 유기체에 들어갑니다(가장 풍부한 것은 간, 고기, 계란, 콩류, 빵, 곡물, 시금치, 사탕무입니다). 일반적으로 사람은식이 요법과 함께 60-110mg의 철분을 섭취하며 이는 일일 요구량을 크게 초과합니다. 음식과 함께 공급된 철분의 흡수는 소장 상부에서 일어나 단백질과 결합된 형태로 혈액으로 들어가 혈액과 함께 여러 기관과 조직으로 운반되어 다음 형태로 침착됩니다. 철 - 단백질 복합체 - 페리틴. 신체의 주요 철 저장소는 간과 비장입니다. 페리틴으로 인해 신체의 모든 철 함유 화합물이 합성됩니다. 호흡 색소 헤모글로빈은 골수에서 합성되고 미오글로빈은 근육에서 합성되며 시토크롬 및 기타 철 함유 효소는 다양한 조직에서 합성됩니다. 철분은 주로 대장벽을 통해(인간의 경우 하루에 약 6-10mg) 신체에서 배설되며 소량은 신장을 통해 배설됩니다. 철분에 대한 신체의 필요량은 나이와 신체 상태에 따라 달라집니다. 체중 1kg의 경우 어린이는 하루에 0.6, 성인은 0.1, 임산부는 0.3mg의 철분이 필요합니다. 동물의 경우 철분의 필요성은 대략 (식이의 건조 물질 1kg 당)입니다. 젖소의 경우 - 최소 50mg, 어린 동물의 경우 - 30-50mg; 새끼 돼지의 경우 - 최대 200mg, 임신한 돼지의 경우 - 60mg.

산화철은 철과 산소의 화합물이라고 합니다.

세 가지 산화철이 가장 잘 알려져 있습니다. 산화철(II) - FeO, 산화철(III) - Fe 2 O 3 및 산화철(II, III) - Fe 3 O 4.

산화철(II)

산화철의 화학식은 - Fe2O ... 이 연결은 검은색입니다.

Fe2O 묽은 염산 및 진한 질산과 쉽게 반응함.

FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

물 및 염분과 반응하지 않습니다.

350 ° C의 온도에서 수소와 1000 ° C 이상의 온도에서 코크스와 상호 작용하면 순수한 철로 환원됩니다.

FeO + H 2 → Fe + H 2 O

FeO + C → Fe + CO

산화철(II)은 다양한 방식으로 얻습니다.

1. 산화 제2철을 일산화탄소와 환원시키는 반응의 결과.

Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2

2. 낮은 산소 압력에서 철 가열

2Fe + O 2 → 2FeO

3. 진공에서 옥살산 제1철 분해

FeC 2 O 4 → FeO + CO + CO 2

4. 약 900-1000의 온도에서 철과 산화철의 상호 작용

Fe + Fe 2 O 3 → 3 FeO

Fe + Fe 3 O 4 → 4 FeO

자연계에서 산화제1철은 광물성 황철석으로 존재합니다.

산업계에서는 용광로에서 선철의 제련, 강철의 흑화(블루잉) 과정에 사용됩니다. 그것은 염료와 도자기의 구성에 포함됩니다.

산화철(III)

화학식철 2 O 3 ... 그것은 제2철과 산소의 화합물입니다. 적갈색 분말입니다. 자연에서는 광물 적철광으로 발생합니다.

철 2 O 3 다른 이름이 있습니다: 산화철, 붉은 납, 크로커스, 피그먼트 레드 101, 식용 색소E172 .

물과 반응하지 않습니다. 그것은 산과 알칼리 둘 다와 상호 작용할 수 있습니다.

Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O

산화철(III)은 벽돌, 시멘트, 세라믹, 콘크리트, 포장 슬래브, 리놀륨과 같은 건축 자재를 페인트하는 데 사용됩니다. 그들은 페인트와 에나멜, 인쇄용 페인트에 염료로 첨가합니다. 산화철은 암모니아 생산의 촉매로 사용됩니다. 식품 산업에서는 E172로 알려져 있습니다.

산화철(II, III)

화학식철3오4 ... 이 공식은 FeO Fe 2 O 3와 같이 다른 방식으로 쓸 수 있습니다.

자연에서는 광물 자철광 또는 자성 철광석으로 발생합니다. 그것은 전류의 좋은 전도체이며 자성입니다. 철을 태우고 철에 과열 증기가 작용하여 형성됩니다.

3Fe + 2 O 2 → Fe 3 O 4

3Fe + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 4H 2

1538 ° C의 온도에서 가열하면 분해됩니다.

2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2

산과 반응

Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O

Fe 3 O 4 + 10HNO 3 → 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

융합시 알칼리와 반응

Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O

대기 산소와 반응

4 Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3

환원은 수소와 일산화탄소와의 반응에 의해 일어난다

Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2

Fe 3 O 4 산화물의 자성 나노 입자는 자기 공명 영상에서 응용을 발견했습니다. 그들은 또한 자기 매체의 생산에 사용됩니다. 산화철 Fe 3 O 4는 군함, 잠수함 및 기타 장비용으로 특별히 생산되는 도료의 일부입니다. 융합 자철광은 일부 전기 화학 공정의 전극을 만드는 데 사용됩니다.

철은 평균적인 화학적 활동을 하는 금속입니다. 그것은 많은 광물의 일부입니다: 자철광, 적철광, 갈철광, siderite, pyrite.

철의 화학적 및 물리적 특성

정상적인 조건에서 순수한 형태의 철은 밝은 금속 광택이 있는 은회색 고체입니다. 철은 우수한 전기 및 열 전도체입니다. 이것은 차가운 방에서 쇠 물체를 만지면 느낄 수 있습니다. 금속은 열을 빠르게 전도하기 때문에 짧은 시간에 사람의 피부에서 대부분의 열을 빼앗아 만지면 차가워집니다.

철의 녹는점은 1538 ° C이고 끓는점은 2862 ° C입니다. 철의 특성은 우수한 연성과 가용성입니다.

단순 물질과 반응함: 산소, 할로겐(브롬, 요오드, 불소,), 인, 황. 철이 연소되면 금속 산화물이 형성됩니다. 반응 조건과 두 참가자 간의 비율에 따라 산화철이 달라질 수 있습니다. 반응 방정식:

2Fe + O₂ = 2FeO;

4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃;

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄.

유사한 반응이 고온에서 발생합니다. 집에서 할 수 있는 철의 성질 연구에 관한 실험을 배우게 될 것입니다.

산소와 철 반응

철이 산소와 반응하려면 예열이 필요합니다. 철은 눈을 멀게 하는 화염과 함께 타며 산란 - 산화철 Fe₃O₄의 붉은 뜨거운 입자. 철과 산소의 동일한 반응은 기계가공 중 마찰로 인해 매우 뜨거울 때 공기에서 발생합니다.

철이 산소(또는 공기 중에서)에서 연소되면 철 스케일이 형성됩니다. 반응식:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

3Fe + 2O₂ = FeO Fe₂O₃.

철 스케일은 철의 원자가 값이 다른 화합물입니다.

산화철 얻기

산화철은 철과 산소의 상호 작용 산물입니다. 가장 유명한 것은 FeO, Fe₂O₃ 및 Fe₃O₄입니다.

산화철(III) Fe₂O₃는 공기 중에서 철이 산화될 때 생성되는 주황색-적색 분말이다.

이 물질은 고온에서 공기 중 제2철 염의 분해에 의해 형성됩니다. 자기도가니에 황산철(Ⅲ)을 약간 붓고 가스버너로 소성한다. 황산철의 열분해는 황산화물과 산화철로 분해됩니다.

산화철(II, III) Fe₃O₄는 분말 철이 산소나 공기 중에서 연소될 때 형성됩니다. 산화물을 얻으려면 질산 나트륨 또는 질산 칼륨과 혼합 된 약간의 미세한 철 분말을 도자기 도가니에 붓습니다. 혼합물은 가스 버너로 점화됩니다. 가열하면 칼륨과 질산나트륨이 산소를 방출하면서 분해됩니다. 산소 속의 철은 연소하여 Fe₃O₄ 산화물을 형성합니다. 연소가 끝난 후 생성된 산화물은 도자기 컵 바닥에 철 비늘 형태로 남아 있습니다.

주목! 이러한 경험을 직접 시도하지 마십시오!

산화철(II) FeO는 불활성 분위기에서 옥살산철이 분해되어 형성되는 흑색 분말입니다.