Järn (kemiskt element): egenskaper, kemisk struktur, användningsområden

Järn är en övergångsmetall som ligger i grupp VIIIB eller 8 i det periodiska systemet. Det är en av de metaller som har varit medvetna sedan de tidigaste tiderna. Kineserna, egyptierna och romarna, arbetade med den här metallen. Dess enkla extraktion markerade ett historia som kallas Iron Age.

Dess namn härstammar från ordet "ferrum" på latin, och därmed dess kemiska symbol Faith. Det är ett mycket reaktivt element, så dess silverglans finns vanligtvis inte i naturen. I antiken var denna metall faktiskt katalogiserad med ett värde högre än guldets värde på grund av den antagna bristen.

Dess rena form har hittats i regionerna i Grönland och i steniga bergarter av Ryssland. I siderummet är det troligt att det är en riklig komponent i meteoriter, som efter att ha påverkat jorden har vissa bevarat kristalliserat järn i sina steniga bröst.

Men viktigare än rent järn är dess föreningar; speciellt dess oxider. Dessa oxider täcker jordens yta med en stor familj av mineraler, såsom magnetit, pyrit, hematit, goetit och många fler. Faktum är att de färgningar som observeras i Marsberg och öknar beror till stor del på hematiten.

Järnobjekt kan hittas inom städer eller fält. De som inte har en skyddande film, blir rödaktiga eftersom de korroderar av fukt och syre. Andra, som huvudbildens lykta, förblir grå eller svart.

Det uppskattas att det finns en massiv koncentration av denna metall i jordens kärna. Så mycket, det i flytande tillstånd, produkt med höga temperaturer, kan det vara ansvarigt för jordens magnetfält.

Å andra sidan kompletterar järn inte bara planetens skal, men är också en del av de näringsämnen som krävs av levande varelser. Till exempel är det nödvändigt att transportera syre till vävnader.

Karakteristik av järn

Rent järn har sina egna egenskaper som skiljer det från dess mineraler. Det är en glänsande grå metall som reagerar med syre och fukt i luften för att omvandlas till motsvarande oxid. Om det inte fanns något syre i atmosfären skulle alla smycken och järnstrukturer vara intakta och fria från röd rost.

Den har hög mekanisk hållfasthet och hårdhet, men samtidigt är den formbar och duktil. Detta gör det möjligt för smeden att smida bitar med många former och mönster som utsätter järnmassor för intensiva temperaturer. Det är också en bra ledare av värme och el.

Dessutom är en av de mest värdefulla funktionerna dess interaktion med magneter och dess förmåga att magnetisera. Allmänheten har fått många demonstrationer av den effekt som magneter ger på rörelsen av järnspån, och också för att visa magnetfältet och polerna på en magnet.

Smält- och kokpunkter

Järnet smälter vid en temperatur av 1535ºC och kokar vid 2750ºC. I sin flytande och glödande form erhålles denna metall. Dessutom är dess värmer av fusion och indunstning 13, 8 och 349, 6 kJ / mol.

densitet

Dess densitet är 7, 86 g / cm3. Det vill säga att 1 ml av denna metall väger 7, 86 gram.

isotoper

I det periodiska bordet, specifikt i grupp 8 i period 4, hittas järn, med en atomvikt av ca 56u (26 protoner, 26 elektroner och 30 neutroner). I naturen finns dock tre andra stabila isotoper av järn, det vill säga de har samma antal protoner men olika atommassor.

56Fe är den mest omfattande av alla (91, 6%), följt av 54Fe (5, 9%), 57Fe (2, 2%) och slutligen 58Fe (0, 33%). Det är dessa fyra isotoper som utgör allt järn som finns på planeten Jorden. Vid andra förhållanden (utomjordisk) kan dessa procentandelar variera, men 56Fe kan fortsätta att vara den mest rikliga.

Andra isotoper, med atommassor som svänger mellan 46 och 69u, är mycket instabila och har halveringstider mindre än de fyra som just nämnts.

toxicitet

Framför allt är det en giftfri metall. Annars skulle särskilda behandlingar (kemiska och fysiska) krävas, och obestridliga föremål och byggnader skulle utgöra en latent risk för miljö och liv.

Kemiska egenskaper

Den elektroniska konfigurationen av järn är [Ar] 3d64s2, vilket innebär att den bidrar med två elektroner från dess 4s-omlopp och sex från 3d-orbitalerna, för bildandet av dess metallbindningar i kristallen. Det är denna kristallina struktur som förklarar vissa egenskaper som ferromagnetism.

Dessutom förutsäger den elektroniska konfigurationen ytaktivt stabiliteten hos dess katjoner. När järnet förlorar två av dess elektroner, Fe2 +, förblir det med konfiguration [Ar] 3d6 (förutsatt att 4: e omloppet är var dessa elektroner kommer ifrån). Om det förlorar tre elektroner, Fe3 +, är dess konfiguration [Ar] 3d5.

Experimentellt har det visat sig att många joner med konfiguration av valence nd5 har stor stabilitet. Därför tenderar järn att oxidera mot elektronupptagande arter för att bli Fe3 + ferrikatjonen; och i en mindre oxidativ miljö, i Fe2 + järnkatjonen.

Sedan, i ett medium med liten syre närvaro, förväntas järnföreningar överväga. PH påverkar också oxidationstillståndet hos järn, eftersom i mycket sura medier föredras dess transformation till Fe3 +.

Färger av dess föreningar

Fe2 + i lösningen är grön och Fe3 + i en mjuk violett. På samma sätt kan järnföreningar ha gröna eller röda färger beroende på vilken katjon som finns och vilka joner eller molekyler som omger dem.

Nyanserna med gröna förändringar enligt den elektroniska miljön av Fe2 +. Således är FeO, järnoxid, ett mycket mörkt grönt fastämne; medan FeSO4, järnsulfat, har ljusgröna kristaller. Andra Fe2 + -föreningar kan till och med ha blåaktiga toner, som i fallet med preussisk blå.

Det förekommer också med de violett nyanser av Fe3 + i dess föreningar, som kan bli rödaktiga. Till exempel är hematit, Fe 2 O 3, oxiden som är ansvarig för många bitar av järn som ser rödaktigt ut.

Ett betydande antal järnföreningar är emellertid färglösa. Ferriklorid, FeCl3, är färglös, eftersom Fe3 + inte verkligen finns i jonform men bildar kovalenta bindningar (Fe-Cl).

Andra föreningar är i själva verket komplexa blandningar av Fe2 + och Fe3 + katjoner. Deras färger kommer alltid att vara föremål för vilka joner eller molekyler interagerar med järn, men som nämnts tenderar en stor majoritet att vara blåaktig, violett, rödaktig (även gul) eller mörkgrön.

Oxidationstillstånd

Som förklarat kan järn ha ett oxidationstillstånd eller valens av +2 eller +3. Det är emellertid också möjligt att det deltar i vissa föreningar med en valens av 0; det vill säga det lider ingen förlust av elektroner.

I denna typ av föreningar deltar järn i sin råform. Exempelvis består Fe (CO) 5, järnpentakarbonyl, av en olja erhållen genom upphettning av poröst järn med kolmonoxid. Molekylerna av CO är inrymda i vätskans hålrum, varvid Fe är samordnad med fem av dessa (Fe-C = O).

Oxiderande och reducerande medel

Vilken av katjonerna, Fe2 + eller Fe3 + uppför sig som ett oxidationsmedel eller reduktionsmedel? Fe2 + i surt medium eller i närvaro av syre, förlorar en elektron för att bli Fe3 +; Därför är det ett reduktionsmedel:

Fe2 + => Fe3 + + e-

Och Fe3 + beter sig som ett oxidationsmedel i ett basmedium:

Fe3 + + e- => Fe2 +

Eller till och med:

Fe3 + + 3e- => Tro

Kemisk struktur

Järn bildar polymorfa fasta ämnen, det vill säga dess metallatomer kan anta olika kristallina strukturer. Vid rumstemperatur kristalliserar dess atomer i enhetsenheten bcc: kubikcentrerad i kroppen ( kroppscentrerad kubisk ). Denna fasta fas är känd som ferrit, Fe a.

Denna bcc-struktur kan bero på det faktum att järn är en metall av konfiguration d6, med elektronisk ledighet av fyra elektroner.

När temperaturen ökar, vibrerar Fe-atomer på grund av den termiska effekten och adopterar efter 906 ° C en kompakt kubisk CCP: Cubic Closest Packed Structure . Det är Fe γ, som återgår till Fe α-fasen vid en temperatur av 1401ºC. Efter denna temperatur smälter järnet vid 1535ºC.

Och hur mycket ökar trycket? När detta ökar tvingar det kristallatomen att "klämma" in i en tätare struktur: Fe β. Denna polymorf har en hkp: hexagonal kompakt struktur ( hexagonal Closed Pack ).

Användningar / applikationer

strukturell

Järn ensam har få tillämpningar. Men när den är belagd med annan metall (eller legering, såsom tenn) är den skyddad mot korrosion. Därför är järn ett byggmaterial som finns i byggnader, broar, grindar, statyer, bilar, maskiner, transformatorer etc.

När små mängder kol och andra metaller tillsätts, förstärks deras mekaniska egenskaper. Dessa typer av legeringar är kända som stål. Stål bygger nästan alla industrier och deras material.

Å andra sidan har järn blandat med andra metaller (några av sällsynta jordartsmetaller) använts för tillverkning av magneter som används i elektronisk utrustning.

biologisk

Järn spelar en viktig roll i livet. I våra kroppar ingår det i vissa proteiner, inklusive enzymet hemoglobin.

Utan hemoglobin, bärare av syre tack vare det metalliska centrumet av Fe3 +, kunde syre inte transporteras till olika delar av kroppen, eftersom det i vatten är mycket olösligt.

Hemoglobin färdas genom blodet till muskelceller, där pH är surt och högre koncentrationer av CO2 överflöd. Här uppstår omvänd process, det vill säga syre frigörs på grund av förhållandena och dess låga koncentration i dessa celler. Detta enzym kan transportera totalt fyra molekyler av O2.

Hur får du det?

På grund av dess reaktivitet finns det i jordskorpansbildande oxider, sulfider eller andra mineraler. Därför kan vissa av dem användas som råmaterial; allt kommer att bero på kostnaderna och svårigheterna att minska järn i sin kemiska miljö.

Industriellt är reduktionen av järnoxider mer genomförbar än av dess sulfider. Hematit och magnetit, Fe 3 O 4, är huvudkällorna för denna metall, som reageras med kol (i form av koks).

Järnet som erhålls med denna metod är flytande och glödande och töms i ingotsbitar (som en lavaskaskade). Dessutom kan stora mängder gaser bildas, vilket kan vara skadligt för miljön. Därför innebär det att man tar i beaktande järn med hänsyn till många faktorer.

Reaktioner inuti ugnarna

Utan att ange detaljerna i deras utvinning och transport överförs dessa oxider, tillsammans med koks och kalksten (CaCO 3 ) till masugnar. De extraherade oxiderna bär alla typer av föroreningar, vilka reagerar med CaO som frigörs från den termiska sönderdelningen av CaCO3.

När den satsade råvaran till ugnen, kör den i sin nedre del en luftström vid 2000ºC, vilket förbränner koks till kolmonoxid:

2C (s) + 02 (g) => 2CO (g) (2000 ° C)

Denna CO stiger till toppen av ugnen, där den möter hematiten och minskar den:

3Fe2O3 (s) + CO (g) => 2Fe3O4 (s) + CO2 (g) (200 ° C)

I magnetiten finns Fe2 + joner, produkter av reduktionen av Fe3 + med CO. Sedan fortsätter denna produkt att minska med mer CO:

Fe3O4 (s) + CO (g) => 3 FeO (s) + CO2 (g) (700 ° C)

Slutligen slutar FeO att reduceras till metalljärn, vilket smälter på grund av de höga temperaturerna i ugnen:

FeO (s) + CO (g) => Fe (s) + CO2 (g)

Tro (er) => Tro (l)

Samtidigt reagerar CaO med silikaterna och föroreningar, vilket bildar det som kallas flytande slagg. Denna slagge är mindre tät än flytande järn, varför det flyter ovanför det och båda faserna kan separera.