Järn (kemiskt element) egenskaper, kemisk struktur, användningsområden

den järn är en övergångsmetall belägen 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 en 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 det kristalliserade järnet 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 ett flytande tillstånd, en produkt av 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.

index

• 1 Karakteristik av järn
  • 1.1 Smält- och kokpunkter
  • 1,2 Täthet
  • 1,3 isotoper
  • 1.4 Toxicitet
• 2 Kemiska egenskaper
  • 2.1 Färger av dess föreningar
  • 2.2 Oxidationstillstånd
  • 2.3 Oxiderande och reducerande medel
• 3 Kemisk struktur
• 4 Användningar / applikationer
  • 4.1 Strukturell
  • 4,2 biologisk
• 5 Hur får du det??
  • 5.1 Reaktioner inuti ugnarna
• 6 referenser

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 betyder 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.

den ⁵⁶Tro är den mest rikliga av alla (91,6%), följt av ⁵⁴Tro (5,9%), ⁵⁷Fe (2,2%) och slutligen den ⁵⁸Tro (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 möjligen ⁵⁶Troen fortsätter att vara den mest rikliga.

Andra isotoper med atommassan på mellan 46 och 69U, är mycket instabila och har halveringstider mindre än fyra nyss nämnda.

toxicitet

Framför allt är det en giftfri metall. Annars special (kemiska och fysikaliska) behandlingar skulle krävas och ojämförbara föremål och byggnader utgör en latent risk för miljön och livet.

Kemiska egenskaper

Den elektroniska konfigurationen av järn är [Ar] 3d⁶4s², innebörd som tillhandahåller två elektroner från sina omloppsbanor 4s och sex av de 3d orbitaler för bildandet av dess metalliska bindningar inom kristallen. Det är denna kristallina struktur som förklarar vissa egenskaper som ferromagnetism.

Dessutom förutsäger den elektroniska konfigurationen ytaktivt stabiliteten hos dess katjoner. När järn förlorar två av dess elektroner, Fe²⁺, förblir med konfiguration [Ar] 3d⁶ (förutsatt att 4: e omloppet är var dessa elektroner kommer ifrån). Medan du förlorar tre elektroner, Tro³⁺, dess konfiguration är [Ar] 3d⁵.

Experimentellt har det visat sig att många joner med nd valens konfiguration⁵ De är väldigt stabila. Därför tenderar järn att oxidera mot elektron-accepterande arter för att bli Fe-ferrikatjonen³⁺; och i en mindre oxidativ miljö i den ferrokatjonen Fe²⁺.

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

Färger av dess föreningar

Troen²⁺ i lösningen är grön och Troen³⁺, av 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 av grön förändring enligt Faiths elektroniska miljö²⁺. Således är FeO, järnoxid, ett mycket mörkt grönt fastämne; medan FeSO₄, järn sulfat, har ljusgröna kristaller. Andra Fe-föreningar²⁺ de kan till och med ha blåaktiga toner, som i fallet med preussisk blå.

Det händer också med Faiths violett nyanser³⁺ i dess föreningar, som kan bli rödaktiga. Till exempel hematit, tro₂O₃, är oxiden ansvarig för att många bitar av järn ser rödaktigt ut.

Ett betydande antal järnföreningar är emellertid färglösa. Järnklorid, FeCl₃, Det är färglöst, eftersom troen³⁺ Det finns egentligen inte i jonform men bildar kovalenta bindningar (Fe-Cl).

Andra föreningar är i själva verket komplexa blandningar av Fe-katjoner²⁺ och tro³⁺. 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. Till exempel, Fe (CO)₅, Järnpentakarbonyl, består av en olja erhållen genom uppvärmning av poröst järn med kolmonoxid. CO-molekylerna är inlagda i vätskans hål, varvid Fe är samordnad med fem av dessa (Fe-C = O).

Oxiderande och reducerande medel

Vilken av katjonerna, Tro²⁺ o Tro³⁺, Bete sig de som ett oxidationsmedel eller reduktionsmedel? Troen²⁺ i ett surt medium eller i närvaro av syre, förlorar en elektron för att bli Fe³⁺; Därför är det ett reduktionsmedel:

tro²⁺ => Tro³⁺ + och^-

Och troen³⁺ det beter sig som ett oxidationsmedel i ett basmedium:

tro³⁺ + och^- => Tro²⁺

Eller till och med:

tro³⁺ + 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 enhetlig enhet 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 metallkonfiguration⁶, med elektronisk ledig elektrisk elektronik.

När temperaturen ökar vibrerar Fe-atomerna på grund av den termiska effekten och adopterar efter 906 ° C en kompakt kubisk ccp-struktur:Kubisk närmast förpackad). 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 det ökar tvingar det kristallatomen att "klämma" in i en tätare struktur: Fe β. Denna polymorf har en kompakt hcp: hexagonal struktur (Sexkantigt sluten 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. Stålen 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 Fe-centret³⁺, syret kunde 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 CO är rikliga₂. 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 O-molekyler₂.

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, Fe₃O₄, 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, flyttar dessa oxider tillsammans med koks och kalksten (CaCO₃) 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) + O₂(g) => 2CO (g) (2000ºC)

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 Fejoner²⁺, Fe reduktionsprodukter³⁺ med CO. Sedan fortsätter denna produkt att minska med mer CO:

tro₃O₄(s) + CO (g) => 3FeO (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 slagg är mindre tät än flytande järn, varför det flyter ovanför det och båda faserna kan separeras.

referenser

1. National Science Resources Center. (N.D.). Järn. Hämtad från: propertiesofmatter.si.edu
2. R Ship. (N.D.). Järn. Hämtad från: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
3. B. Calvert. (December 2003). Järn: Marsmetallen ger oss magnetism och liv. Hämtad från: mysite.du.edu
4. Chemicole periodiskt bord. (6 oktober 2012). Järn. Hämtad från: chemicool.com
5. Balansen. (N.D.). Metallprofil: Järn. Hämtad från: thebalance.com
6. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi (fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
7. Clark J. (29 november 2015). Utvinningen av järn. Hämtad från: chem.libretexts.org