Железо щелочной металл или нет

Обновлено: 02.05.2024

Щелочны́е мета́ллы — элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Эти металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

Содержание

Общая характеристика щелочных металлов

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на новом энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns 1 . Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Некоторые свойства щелочных металлов

Атомный номер	Название, символ	Металлический радиус, нм	Ионный радиус, нм	Потенциал ионизации, эВ	ЭО	p, г/см³	t_пл, °C	t_кип, °C
3	Литий Li	0,152	0,078	5,32	0,98	0,53	181	1347
11	Натрий Na	0,190	0,098	5,14	0,93	0,97	98	883
19	Калий K	0,227	0,133	4,34	0,82	0,86	64	774
37	Рубидий Rb	0,248	0,149	4,18	0,82	1,53	39	688
55	Цезий Cs	0,265	0,165	3,89	0,79	1,87	28	678

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме золотисто-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K₂[Al₂Si₆O₁₆], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na₂[Al₂Si₆O₁₆]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, карналлит KCl • MgCl₂ • 6H₂O, полигалит K₂SO₄ • MgSO₄ • CaSO₄ • 2H₂O.

Химические свойства щелочных металлов

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, азоту их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

При горении натрия в основном образуется пероксид Na₂O₂ с небольшой примесью надпероксида NaO₂:

В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О₂ 2- и надпероксид-ион O₂ - .

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО₃. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:

Формула кислородного соединения	Цвет
Li₂O	Белый
Na₂O	Белый
K₂O	Желтоватый
Rb₂O	Жёлтый
Cs₂O	Оранжевый
Na₂O₂	Светло- жёлтый
KO₂	Оранжевый
RbO₂	Тёмно- коричневый
CsO₂	Жёлтый

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Беловато-розовый
Cs	Фиолетово-красный

Получение щелочных металлов

1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

катод: Li + + e → Li

2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

катод: Na + + e → Na

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Соединения щелочных металлов

Гидроксиды

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na₂CO₃.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетические моющие средства|синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Карбонаты

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na₂CO₃. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO₃ - , необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону: Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na₂CO₃ и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO₃, гидрокарбонат калия KHCO₃ хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K₂CO₃ получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO₃ - .

Фотографии

Литература

Wikimedia Foundation . 2010 .

Полезное

Смотреть что такое "Щелочной металл" в других словарях:

щелочной металл — šarminis metalas statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. alkali metal vok. Alkalimetall, n rus. щелочной металл, m pranc. métal alcalin, m … Fizikos terminų žodynas

Металл — (Metal) Определение металла, физические и химические свойства металлов Определение металла, физические и химические свойства металлов, применение металлов Содержание Содержание Определение Нахождение в природе Свойства Характерные свойства… … Энциклопедия инвестора

Щелочной элемент — марганцево цинковый гальванический элемент, в котором в качестве катода используется диоксид марганца, анода порошкообразный цинк, а в качестве электролита раствор щёлочи, обычно гидроксида калия. Содержание 1 История изобретения … Википедия

Щелочной топливный элемент — Схема щелочного топливного элемента. 1:Водород 2:Поток электронов 3:Нагрузка 4:Кислород 5:Катод 6:Электролит 7:Анод 8:Вода 9:Гидроксид ионы Щел … Википедия

Никель-металл-гидридный аккумулятор — Никель металл гидридные аккумуляторы Никель металл гидридный аккумулятор (Ni MH) вторичный химический источник тока, в котором анодом является водородный металлогидридный электрод (обычно гибрид никель лантан … Википедия

ГОСТ Р МЭК 61951-2-2007: Аккумуляторы и аккумуляторные батареи, содержащие щелочной и другие некислотные электролиты. Портативные герметичные аккумуляторы. Часть 2. Никель-металл-гидрид — Терминология ГОСТ Р МЭК 61951 2 2007: Аккумуляторы и аккумуляторные батареи, содержащие щелочной и другие некислотные электролиты. Портативные герметичные аккумуляторы. Часть 2. Никель металл гидрид оригинал документа: 3.3.5 герметичный… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

ГОСТ Р МЭК 61436-2004: Аккумуляторы и аккумуляторные батареи, содержащие щелочной и другие некислотные электролиты. Аккумуляторы никель-металл-гидридные герметичные — Терминология ГОСТ Р МЭК 61436 2004: Аккумуляторы и аккумуляторные батареи, содержащие щелочной и другие некислотные электролиты. Аккумуляторы никель металл гидридные герметичные оригинал документа: 1.3.1 герметичный никель–металл гидридный… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

герметичный никель–металл-гидридный аккумулятор — 1.3.1 герметичный никель–металл гидридный аккумулятор: Аккумулятор, остающийся закрытым и не пропускающим газ или жидкость при работе в режимах заряда и температуре, установленных изготовителем. Аккумулятор должен быть снабжен предохранительным… … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

никель-металл-гидридный аккумулятор — 3.3.4 никель металл гидридный аккумулятор (nickel metal hydride cell): Аккумулятор, положительный электрод которого содержит гидрат окиси никеля, и отрицательный электрод содержит сплав, абсорбирующий водород. Источник … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

номинальное напряжение герметичного никель-металл-гидридного аккумулятора — 1.3.3 номинальное напряжение герметичного никель металл гидридного аккумулятора : Напряжение аккумулятора, равное 1,2 В. Источник … Словарь-справочник терминов нормативно-технической документации

Железо: его строение и свойства

Тип урока: изучение нового материала.

железо (порошок, пластина, скрепка),
сера,
соляная кислота,
сульфат меди (II),
кристаллическая решетка железа,
плакаты для игры,
магнит,
подборка иллюстраций по теме,
пробирки,
спиртовка,
спички,
ложка для сжигания горючих веществ,
географические карты.

Ход урока

1. Вводная часть

Организационный момент.

Проверка наличия учащихся.

2. Изучение нового материала

– Как вы думаете, как будет звучать тема нашего сегодняшнего урока?

1. Появление железа в человеческой цивилизации положило начало железному веку.

Откуда же древние люди брали железо в то время, когда еще не умели добывать его из руды? Железо в переводе с шумерского языка – это металл, “капнувший с неба, небесный”. Первое железо, с которым столкнулось человечество, было железом из метеоритов. Впервые доказал, что “железные камни падают с неба”, в 1775 г. русский ученый П.С. Палас, который привез в Петербург глыбу самородного железного метеорита весом 600 кг. Самым крупным железным метеоритом является найденный в 1920 г. в Юго-Западной Африке метеорит “Гоба” весом около 60 т. Вспомним гробницу Тутанхамона: золото, золото. Великолепная работа восхищает, блеск слепит глаза. Но вот что пишет К.Керрам в книге “Боги, гробницы, ученые” о маленьком железном амулете Тутанхамона: “Амулет относится к числу наиболее ранних изделий Египта, и …в гробнице, наполненной чуть ли не до отказа золотом, именно эта скромная находка имела наибольшую с точки зрения истории культуры ценность”. Всего несколько железных изделий было найдено в гробнице фараона, среди них железный амулет бога Гора, небольшой кинжальчик с железным клинком и золотой рукояткой, маленькая железная скамеечка “Урс”.

Ученые предполагают, что именно страны Малой Азии, где проживали племена хеттов, были местом возникновения черной металлургии. В Европу железо пришло из Малой Азии уже в I тыс. до н.э.; так в Европе начался железный век.

Знаменитую булатную сталь (или булат) делали на Востоке еще во времена Аристотеля (IV в. до н.э.). Но технология ее изготовления держалась в секрете много веков.

Мне приснилась иная печаль
Про седую дамасскую сталь.
Я увидел, как сталь закалялась,
Как из юных рабов одного
Выбирали, кормили его,
Чтобы плоть его сил набиралась.
Выжидали положенный срок,
А потом раскаленный клинок
В мускулистую плоть погружали,
Вынимали готовый клинок.
Крепче стали, не видел Восток,
Крепче стали и горше печали.

Поскольку булат – это сталь с очень большой твердостью и упругостью, изготовленные из нее изделия обладают способностью не тупиться, будучи остро заточенными. Раскрыл секрет булата русский металлург П.П. Аносов. Он очень медленно охлаждал раскаленную сталь в специальном растворе технического масла, подогретого до определенной температуры; в процессе охлаждения сталь ковалась.

2. Положение железа в ПСХЭМ.

Выясняем положение железа в ПСХЭМ, заряд ядра и распределение электронов в атоме.

3. Физические свойства железа.

– Какие физические свойства железа вы знаете?

Железо – это серебристо-белый металл с температурой плавления 1539 о С. Очень пластичный, поэтому легко обрабатывается, куется, прокатывается, штампуется. Железо обладает способностью намагничиваться и размагничиваться, поэтому применяется в качестве сердечников электромагнитов в различных электрических машинах и аппаратах. Ему можно придать большую прочность и твердость методами термического и механического воздействия, например, с помощью закалки и прокатки.

Различают химически чистое и технически чистое железо. Технически чистое железо, по сути, представляет собой низкоуглеродистую сталь, оно содержит 0,02 -0,04% углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора – еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01% примесей. Химически чистое железо – серебристо-серый, блестящий, по внешнему виду очень похожий на платину металл. Химически чистое железо устойчиво к коррозии (вспомним, что такое коррозия? Демонстрация коррозионного гвоздя) и хорошо сопротивляется действию кислот. Однако ничтожные доли примесей лишают его этих драгоценный свойств.

4. Химические свойства железа.

Исходя из знаний о химических свойствах металлов, как вы думаете, какими химическими свойствами будет обладать железо?

+2	+3
Взаимодействие с неметаллами
Fe + S= FeS	2Fe +3CL₂ = 2FeCL₃
С кислотами
Fe + 2HCL= FeCL₂ + H₂
С солями
Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu
С водой
3 Fe + 4H₂O (_пары) = Fe₃O₄ + 4H₂	При температуре 700-900 о С

Взаимодействие железа с соляной кислотой.
Взаимодействие железа с сульфатом меди (II).

5. Применение железа.

Беседа по вопросам:

– Как выдумаете, каково распространение железа в природе?

Железо – один из самых распространенных элементов в природе. В земной коре его массовая доля составляет 5,1%, по этому показателю оно уступает только кислороду, кремнию и алюминию. Много железа находится и в небесных телах, что установлено по данным спектрального анализа. В образцах лунного грунта, которые доставила автоматическая станция “Луна”, обнаружено железо в неокисленном состоянии.

Железные руды довольно широко распространены на Земле. Названия гор на Урале говорят сами за себя: Высокая, Магнитная, Железная. Агрохимики в почвах находят соединения железа.

– В виде, каких соединений железо встречается в природе?

Железо входит в состав большинства горных пород. Для получения железа используют железные руды с содержанием железа 30-70% и более. Основными железными рудами являются: магнетит – Fe₃O₄ содержит 72% железа, месторождения встречаются на Южном Урале, Курской магнитной аномалии; гематит – Fe₂O₃ содержит до 65% железа, такие месторождения встречаются в Криворожском районе; лимонит – Fe₂O_3*nH₂O содержит до 60% железа, месторождения встречаются в Крыму; пирит – FeS₂ содержит примерно 47% железа, месторождения встречаются на Урале. (Работа с контурными картами).

– Какова роль железа в жизни человека и растений?

Железо необходимо и растениям. Оно входит в состав цитоплазмы, участвует в процессе фотосинтеза. Растения, выращенные на субстрате, не содержащем железа, имеют белые листья. Маленькая добавка железа к субстрату – и они приобретают зеленый цвет. Больше того, стоит белый лист смазать раствором соли, содержащей железо, и вскоре смазанное место зеленеет.

Так от одной и той же причины – наличия железа в соках и тканях – весело зеленеют листья растений и ярко румянятся щеки человека.

Примерно 90% используемых человечеством металлов – это сплавы на основе железа. Железа выплавляется в мире очень много, примерно в 50 раз больше, чем алюминия, не говоря уже о прочих металлах. Сплавы на основе железа универсальны, технологичны, доступны, дешевы. Железу еще долго быть фундаментом цивилизации.

14, упр. № 6, 8, 9 (по рабочей тетради к учебнику О.С Габриелян “Химия 9”, 2003 г.).

4. Закрепление изученного материала

Используя опорную схему, записанную на доске, сделайте вывод: что же представляет собой железо и каковы его свойства?
Графический диктант (заранее приготовить листочки с начерченной прямой, разделенной на 8 отрезков и пронумерованной соответственно вопросам диктанта. Отметить шалашиком “^” на отрезке номер положения, которое считается верным).

Железо – это активный щелочной металл.
Железо легко куется.
Железо входит в состав сплава бронзы.
На внешнем энергетическом уровне атома железа 2 электрона.
Железо взаимодействует с разбавленными кислотами.
С галогенами образует галогениды со степенью окисления +2.
Железо не взаимодействует с кислородом.
Железо можно получить путем электролиза расплава его соли.

Железо – это металл серебристо-белого цвета.
Железо не обладает способностью намагничиваться.
Атомы железа проявляют окислительные свойства.
На внешнем энергетическом уровне атома железа 1 электрон.
Железо вытесняет медь из растворов ее солей.
С галогенами образует соединения со степенью окисления +3.
С раствором серной кислоты образует сульфат железа (III).
Железо не подвергается коррозии.

После выполнения задания учащиеся меняются своими работами и проверяют их (ответы к работам вывешены на доске, или показать через проектор).

“5” – 0 ошибок,
“4” – 1-2 ошибки,
“3” – 3-4 ошибки,
“2” – 5 и больше ошибок.

Используемая литература

Приложения

Интересный материал к уроку

Знаете ли вы, что?

Железо – один из важнейших элементов жизни. Кровь содержит железо, и именно оно определяет цвет крови, а также ее основное свойство – способность связывать и отдавать кислород. Такой способностью обладает комплексное соединение – гем – составная часть молекулы гемоглобина. Кроме гемоглобина железо в нашем организме есть еще в миоглобине – белке, запасающем кислород в мышцах. Есть также железосодержащие ферменты.

Близ г. Дели в Индии стоит железная колонна без малейшего пятнышка ржавчины, хотя ее возраст почти 2800 лет. Это знаменитая Кутубская колонна высотой около семи метров и массой 6.5 т. Надпись на колонне говорит о том, что она была поставлена в IX в. До н. э. Ржавление железа – образование метагидроксида железа – связано с взаимодействием его с влагой и кислородом воздуха.

Однако эта реакция при отсутствии в железе различных примесей, и прежде всего углерода, кремния и серы, не протекает. Колонна была изготовлена из очень чистого металла: железа в колонне оказалось 99,72%. Этим и объясняется ее долговечность и коррозионная устойчивость.

В 1934 г. в "Горном журнале" появилась статья "Улучшение железа и стали посредством. ржавления в земле". Способ превращения железа в сталь через ржавление в земле известен людям с глубокой древности. Например, черкесы на Кавказе закапывали полосовое железо в землю, а откопав его через 10-15 лет, выковывали из него свои сабли, которые могли перерубить даже ружейный ствол, щит, кости врага.

Гематит

Гематит, или красный железняк – основная руда главного металла современности – железа. Содержание железа достигает в нем 70%. Гематит известен с давних пор. В Вавилоне и Древнем Египте он использовался в украшениях, для изготовления печатей, наряду с халцедоном служил излюбленным материалом в качестве резного камня. У Александра Македонского был перстень с вставкой из гематита, который, как он полагал, делал его неуязвимым в бою. В древности и в Средние века гематит слыл лекарством, останавливающим кровь. Порошок из этого минерала издревле использовали для золотых и серебряных изделий.

Название минерала происходит от греческого дета – кровь, что связано с вишневым или сургучно-красным цветом порошка этого минерала.

Важной особенностью минерала является способность стойко хранить цвет и передавать его другим минералам, в которые попадает хотя бы небольшая примесь гематита. Розовый цвет гранитных колонн Исаакиевского собора – это цвет полевых шпатов, которые в свою очередь окрашены тонкораспыленным гематитом. Живописные узоры яшмы, используемой при отделке станций столичного метро, оранжевые и розовые сердолики Крыма, кораллово-красные прослойки сильвина и карналлита в соляных толщах – все обязаны своим цветом гематиту.

Издавна из гематита делали красную краску. Все известные фрески, выполненные 15-20 тыс. лет назад, – замечательные бизоны Альтамирской пещеры и мамонты из знаменитой Капской пещеры – выполнены и коричневыми оксидами и гидроксидами железа.

Магнетит

Камень, чье имя магнит, залегает в земле троглодитов;
Впрочем, не меньше того им богаты индийские страны.
Он узнается легко по бурому ржавому цвету
И потому как он тянет к себе железные вещи.
М. Реннский

Магнетит, или магнитный железняк – минерал, содержащий 72% железа. Это самая богатая железная руда. Замечательное в этом минерале его природный магнетизм – свойство, благодаря которому он был открыт.

Как сообщал римский ученый Плиний, магнетит назван в честь греческого пастуха Магнеса. Магнес пас стадо возле холма над р. Хинду в Фессалии. Неожиданно посох с железным наконечником и подбитые гвоздями сандалии притянула к себе гора, сложенная сплошным серым камнем. Минерал магнетит дал в свою очередь название магниту, магнитному полю и всему загадочному явлению магнетизма, которое пристально изучается со времен Аристотеля и по сей день.

Магнитные свойства этого минерала и сегодня используются, прежде всего для поиска месторождений. Именно так были открыты уникальные месторождения железа на площади Курской магнитной аномалии (КМА). Минерал тяжелый: образец магнетита размером с яблоко весит 1,5 кг.

В древности магнетит наделяли всевозможными лечебными свойствами и способностью творить чудеса. Его использовали для извлечения металла при ранениях, а Иван Грозный среди своих сокровищ наравне с другими камнями хранил его непримечательные кристаллы.

Пирит – минерал, подобный огню

Не все золото, что блестит.
Пословица

Пирит – один из тех минералов, увидев который хочется воскликнуть: "Неужели это так и было?" Трудно поверить, что высший класс огранки и полировки, поражающий нас в рукотворных изделиях, в кристаллах пирита – щедрый дар природы.

Пирит получил свое название от греческого слова "пирос" – огонь, что связано с его свойством искрить при ударе стальными предметами. Этот красивый минерал поражает золотистым цветом, ярким блеском на почти всегда четких гранях. Благодаря своим свойствам пирит известен с глубокой древности, а во время эпидемий золотой лихорадки пиритовые блестки в кварцевой жиле вскружили не одну горячую голову. Да и сейчас начинающие любители камня нередко принимают пирит за золото.

Пирит – минерал вездесущий: он образуется из магмы, из паров и растворов, и даже из осадков, каждый раз в специфических формах и сочетаниях. Известен случай, когда за несколько десятилетий в пирит превратилось тело упавшего в шахту рудокопа. Железа в пирите немало – 46,5%, но извлекать его дорого и невыгодно.

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы , в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители . Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами .

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например , оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например , оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

Например , нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

ЖЕЛЕЗО

ЖЕЛЕЗО
Fe (ferrum),
химический элемент VIIIB подгруппы периодической системы элементов, металл, член триады железа (Fe, Co, Ni). Железо самородное редко встречается в природе, главным образом в минералах феррит, аваруит и метеоритах (т.н. метеоритное железо, которое содержит более 90% Fe). В соединениях с кислородом и другими элементами широко распространено в составе многих минералов и руд. По распространенности в земной коре (5,00%) это третий (после кремния и алюминия) элемент; считается, что земное ядро состоит в основном из железа. Основные минералы - гематит (красный железняк) Fe2O3; лимонит Fe2O3*nH2O (n = 1 - 4), содержащийся, например, в болотной руде; магнетит (магнитный железняк) Fe3O4 и сидерит FeCO3. Наиболее распространенным минералом железа, не являющимся, однако, источником его получения, является пирит (серный колчедан, железный колчедан) FeS2, который иногда называют за его желтый блеск золотом дураков или кошачьим золотом, хотя он в действительности часто содержит небольшие примеси меди, золота, кобальта и других металлов. СВОЙСТВА ЖЕЛЕЗА
Атомный номер 26 Атомная масса 55,847 Изотопы

Температура плавления, ° С 1535 Температура кипения, ° С 3000 Плотность, г/см3 7,87 Твердость (по Моосу) 4,0-5,0 Содержание в земной коре, % (масс.) 5,00 Степень окисления

Железо (элементное) известно и используется с доисторических времен. Первые изделия из железа, вероятно, были изготовлены из метеоритного железа в виде амулетов, драгоценностей и рабочего инструмента. Около 3500 лет назад человек открыл способ восстановления красной земли, содержащей оксид железа, в металл. С тех пор из железа было изготовлено огромное количество различных изделий. Оно сыграло важную роль в развитии материальной культуры человечества
(см. также ЖЕЛЕЗНЫЙ ВЕК; МЕТАЛЛЫ ЧЕРНЫЕ).
В наши дни железо в основном (95%) выплавляют из руд в виде чугунов и сталей и в сравнительно небольших количествах получают восстановлением металлизованных окатышей, а чистое железо - термическим разложением его соединений или электролизом солей. Железо - один из самых пригодных к эксплуатации металлов в сплаве с углеродом (сталь, чугун) - высокопрочная основа конструкционных материалов. Как материал, обладающий магнитными свойствами, железо используется для сердечников электромагнитов и якорей электромашин, а также в качестве слоев и пленок на магнитных лентах. Чистое железо - катализатор в химических процессах, компонент лекарственных средств в медицине. Железо является существенным химическим компонентом организмов многих позвоночных, беспозвоночных и некоторых растений. Оно входит в состав гема (пигмента эритроцитов - красных кровяных клеток) гемоглобина крови, мышечных тканей, костного мозга, печени и селезенки. Каждая молекула гемоглобина содержит 4 атома железа, которые способны создавать обратимую и непрочную связь с кислородом, образуя оксигемоглобин. Кровь, содержащая оксигемоглобин, циркулирует по телу, поставляя кислород к тканям для клеточного дыхания. Поэтому железо необходимо для дыхания и образования красных кровяных клеток. Миоглобин (или мышечный гемоглобин) снабжает кислородом мышцы. Общее количество железа в человеческом теле (средней массы 70 кг) составляет 3-5 г. Из этого количества 65% Fe находится в гемоглобине. От 10 до 20 мг Fe ежедневно требуется для обеспечения нормального метаболизма среднего взрослого. Красное мясо, яйца, желток, морковь, фрукты, любая пшеница и зеленые овощи в основном обеспечивают организм железом при нормальном питании; при анемии, связанной с недостатком железа в организме, принимают лекарственные препараты железа. См. также АНЕМИЯ; КРОВЬ.
Свойства. Металлическое железо представляет собой серовато-белое блестящее твердое пластичное вещество. Железо кристаллизуется в трех модификациях (a, g, d). a-Fe имеет объемноцентрированную кубическую кристаллическую решетку, химически устойчиво до 910° С. При 910° С a-Fe переходит в g-Fe, стабильное в интервале 910-1400° С; g-Fe кристаллизуется в гранецентрированной кубической кристаллической решетке (см. также АЛЛОТРОПИЯ). При температуре выше 1400° С образуется d-Fe с решеткой, в основном аналогичной решетке a-Fe. Железо - ферромагнетик, оно легко намагничивается, но теряет магнитные свойства при снятии магнитного поля. С повышением температуры магнитные свойства железа ухудшаются и выше 769° С оно практически не поддается намагничиванию (иногда железо в интервале 769-910° С называют b-Fe); g-Fe не является магнитным материалом. С химической точки зрения железо - довольно активный металл, проявляет характерные степени окисления +2, +3, реже +1, +4, +6. Непосредственно соединяется с некоторыми элементами, с S образует FeS - сульфид железа(III), с галогенами, кроме иода, - галогениды железа(III), такие, как FeCl3. Легко окисляется; с кислородом дает оксиды FeO, Fe2O3, Fe3O4 (FeO + Fe2O3), легко корродирует (ржавеет). Вытесняет водород из паров воды при высокой температуре. Растворяется в разбавленных кислотах (например, HCl, H2SO4, HNO3), вытесняя водород и образуя соли Fe(II) (соответственно FeCl2, FeSO4, Fe(NO3)2). В умеренно концентрированных H2SO4 и HNO3 железо растворяется с образованием солей Fe(III), а в сильноконцентрированных - пассивируется и не реагирует. Пассивность железа, по-видимому, объясняется образованием на его поверхности пленки оксида железа, которая, однако, легко разрушается при простом соскабливании. Ржавление железа (атмосферная коррозия железа) - это окисление его кислородом воздуха. Реакция происходит в присутствии ионов солей, растворенных в воде, и ионов, образующихся при диссоциации угольной кислоты - продукта взаимодействия атмосферного углекислого газа и влаги. В результате образуется рыхлая ржавчина красного цвета, или гидратированный оксид состава Fe2O3*nH2O.
См. также КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ.
Соединения. Соли железа(II) обычно зеленого цвета, легко окисляются на воздухе. Кристаллогидрат хлорида железа FeCl2Ч4H2O быстро впитывает влагу из окружающей среды. Его используют как протраву в текстильной промышленности и как вяжущее в медицине. Кристаллогидрат сульфата железа(II) FeSO4*7H2O (железный купорос) применяют в производстве чернил, красок, пигментов и как дезинфицирующее средство. При кристаллизации сульфата железа из раствора, содержащего также сульфат аммония, образуется двойной сульфат железа и аммония, или соль Мора FeSO4*(NH4)2*6H2O, устойчивая к окислению на воздухе; ее используют для получения растворов, содержащих ионы Fe(II), пригодные для длительного хранения. Соли Fe(III), обычно красного или желтого цвета, легко восстанавливаются и гидролизуются, образуя кислые растворы. Растворы FeCl3 в спирте или в воде используют для остановки кровотечения или как тонизирующие. FeCl3 применяют также в технологии пигментов и чернил и как протраву при крашении и набивке текстиля. Мелкодисперсный оксид железа(III) Fe2O3 (румяна, или венецианский кармин) - готовый абразив или пигмент.
Комплексные соединения. Ионы Fe(II) и Fe(III) образуют комплексные анионы, например гексацианоферрат(II)-ион Fe(CN)64- и гексацианоферрат(III)-ион Fe(CN)63-. Берлинская лазурь (синий пигмент) - гексацианоферрат(II) железа(III) Fe4[[Fe(CN)6]]3, турнбулева синь (также синий пигмент) - гексацианоферрат(III) железа(II) Fe3[[Fe(CN)6]]2. Комплексные ионы железа часто используют для обнаружения ионов железа(II) и железа(III) по результатам образования окрашенных комплексных соединений. Они применяются также в светокопировальной технике (цианотипная бумага): бумагу пропитывают раствором соли железа(III) и высушивают. При наложении на нее чертежа, выполненного на кальке, и выдержке на свету Fe(III) восстанавливается на освещенных местах до Fe(II) и после проявления бумаги в растворе гексацианоферрата образует комплексное соединение, окрашивающее засвеченные места бумаги в синий цвет. Цианотипная бумага передает изображение белыми линиями на синем фоне.
См. также ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ.
ЛИТЕРАТУРА
Конецкая Д.С. и др. Железо высокой степени чистоты. М., 1978 Пикеринг Ф. Физическое металловедение и разработка сталей. М., 1982

Энциклопедия Кольера. — Открытое общество . 2000 .

Смотреть что такое "ЖЕЛЕЗО" в других словарях:

ЖЕЛЕЗО — ср. зале(и)зо южн., зап. металл, крушец, выплавляемый из руды в виде чугуна, и выковываемый из сего последнего под кричным молотом. В соединении с углеродом, оно образует сталь. В продажу железо идет в виде: полосового или сортового; первое прямо … Толковый словарь Даля

ЖЕЛЕЗО — ЖЕЛЕЗО, Ferrum (Fe), тяжелый металл, относящийся к VIII группе периодической системы Менделеева. Ат. в. 55,84(0=16), при чем известны два изотопа с ат. в. в 56 и 54. Чистое Ж. обладает серебристо белым цветом; уд. в. 7,88; оно мягче и более… … Большая медицинская энциклопедия

железо — ферро; феррум, крица; аппаратное обеспечение Словарь русских синонимов. железо сущ., кол во синонимов: 18 • автомобиль (369) • … Словарь синонимов

ЖЕЛЕЗО — см. ЖЕЛЕЗО (Fe). В поверхностных водах содержание железа колеблется в широких пределах. В подземных водоисточниках и водах болот его концентрация достигает десятков мг/л. Резкое повышение железа в водоемах происходит при загрязнении их сточными… … Болезни рыб: Справочник

железо — ЖЕЛЕЗО, а, с. 1. Надежный человек. Серега он железо, после трех бутылок приползет. 2. Металлический рок. 3. Мелочь, металлические деньги. 4. Приспособления для занятий атлетизмом (гири, гантели и т. п.). Заниматься железом. Я бросил железо,… … Словарь русского арго

ЖЕЛЕЗО — (символ Fe), распространенный ПЕРЕХОДНОЙ ЭЛЕМЕНТ, известный с древних времен. К основным железосодержащим рудам относятся: ГЕМАТИТ (Fе2О3), МАГНЕТИТ (Fe3O4) и КОЛЧЕДАН (FeS2). Выплавляют в ДОМЕННЫХ ПЕЧАХ, восстанавливая оксиды угарным газом из… … Научно-технический энциклопедический словарь

ЖЕЛЕЗО — ЖЕЛЕЗО, железа, мн. (только устар. поэт.) железы, ср. 1. только ед. Самый распространенный в природе тяжелый металл серебристого цвета, с примесью разных количеств углерода, образующий сталь и чугун. Изделия из железа. || Химический элемент из… … Толковый словарь Ушакова

ЖЕЛЕЗО — (Ferrum), Fe, химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 26, атомная масса 55,847; металл, tпл 1535шC. Содержание в земной коре 4,65% по массе. Железо входит в состав гемоглобина. Его используют для выплавки чугуна и… … Современная энциклопедия

ЖЕЛЕЗО — (лат. Ferrum) Fe, химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Блестящий серебристо белый металл. Образует полиморфные модификации; при обычной температуре устойчиво ? Fe (кристаллическая решетка… … Большой Энциклопедический словарь

Железо — (евр. барзел; греч. сидерос): 1) в Быт 4:22 говорится о Тувалкаине, к рый был ковачом всех орудий из меди и железа . При первых попытках обработки этого металла использовалось железо метеоритного происхождения, однако оно с трудом поддавалось… … Библейская энциклопедия Брокгауза

Железо — Fe (a. iron; н. Eisen; ф. fer; и. hierro), хим. элемент VIII группы периодич. системы элементов Mенделеева, ат.н. 26, ат. м. 55,847. Природное Ж. состоит из 4 стабильных изотопов: 54Fe (5,84%), 56Fe (91,68%), 57Fe (2,17%) и 58Fe (0,31%).… … Геологическая энциклопедия

Читайте также: