Атомный номер железа в таблице менделеева

This article is about the metallic element. For other uses, see Iron (disambiguation).

Iron, ₂₆Fe

Iron
Allotropes	see Allotropes of iron
Appearance	lustrous metallic with a grayish tinge
Standard atomic weight Ar°(Fe)
	55.845±0.002 55.845±0.002 (abridged)[1]
Iron in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson – ↑ Fe ↓ Ru manganese ← iron → cobalt
Atomic number (Z)	26
Group	group 8
Period	period 4
Block	d-block
Electron configuration	[Ar] 3d6 4s2
Electrons per shell	2, 8, 14, 2
Physical properties
Phase at STP	solid
Melting point	1811 K ​(1538 °C, ​2800 °F)
Boiling point	3134 K ​(2862 °C, ​5182 °F)
Density (near r.t.)	7.874 g/cm3
when liquid (at m.p.)	6.98 g/cm3
Heat of fusion	13.81 kJ/mol
Heat of vaporization	340 kJ/mol
Molar heat capacity	25.10 J/(mol·K)
Vapor pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 1728 1890 2091 2346 2679 3132
Atomic properties
Oxidation states	−4, −2, −1, 0, +1,[2] +2, +3, +4, +5,[3] +6, +7[4] (an amphoteric oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 1.83
Ionization energies	1st: 762.5 kJ/mol 2nd: 1561.9 kJ/mol 3rd: 2957 kJ/mol (more)
Atomic radius	empirical: 126 pm
Covalent radius	Low spin: 132±3 pm High spin: 152±6 pm
Van der Waals radius	194 [1] pm
Spectral lines of iron
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​body-centered cubic (bcc) a=286.65 pm
Crystal structure	​face-centered cubic (fcc) between 1185–1667 K; a=364.680 pm
Speed of sound thin rod	5120 m/s (at r.t.) (electrolytic)
Thermal expansion	11.8 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Thermal conductivity	80.4 W/(m⋅K)
Electrical resistivity	96.1 nΩ⋅m (at 20 °C)
Curie point	1043 K
Magnetic ordering	ferromagnetic
Young’s modulus	211 GPa
Shear modulus	82 GPa
Bulk modulus	170 GPa
Poisson ratio	0.29
Mohs hardness	4
Vickers hardness	608 MPa
Brinell hardness	200–1180 MPa
CAS Number	7439-89-6
History
Discovery	before 5000 BC
Symbol	«Fe»: from Latin ferrum
Main isotopes of iron v e
Iso­tope Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 54Fe 5.85% stable 55Fe syn 2.73 y ε 55Mn 56Fe 91.75% stable 57Fe 2.12% stable 58Fe 0.28% stable 59Fe syn 44.6 d β− 59Co 60Fe trace 2.6×106 y β− 60Co
Category: Iron view talk edit | references

Iron ( or ) is a chemical element with symbol Fe (from Latin: ferrum) and atomic number 26. It is a metal that belongs to the first transition series and group 8 of the periodic table. It is, by mass, the most common element on Earth, just ahead of oxygen (32.1% and 30.1%, respectively), forming much of Earth’s outer and inner core. It is the fourth most common element in the Earth’s crust, being mainly deposited by meteorites in its metallic state, with its ores also being found there.

Extracting usable metal from iron ores requires kilns or furnaces capable of reaching 1,500 °C (2,730 °F) or higher, about 500 °C (932 °F) higher than that required to smelt copper. Humans started to master that process in Eurasia during the 2nd millennium BCE and the use of iron tools and weapons began to displace copper alloys—in some regions, only around 1200 BCE. That event is considered the transition from the Bronze Age to the Iron Age. In the modern world, iron alloys, such as steel, stainless steel, cast iron and special steels, are by far the most common industrial metals, due to their mechanical properties and low cost. The iron and steel industry is thus very important economically, and iron is the cheapest metal, with a price of a few dollars per kilogram or pound.

Pristine and smooth pure iron surfaces are a mirror-like silvery-gray. Iron reacts readily with oxygen and water to produce brown-to-black hydrated iron oxides, commonly known as rust. Unlike the oxides of some other metals that form passivating layers, rust occupies more volume than the metal and thus flakes off, exposing more fresh surfaces for corrosion. High-purity irons (e.g. electrolytic iron) are more resistant to corrosion.

The body of an adult human contains about 4 grams (0.005% body weight) of iron, mostly in hemoglobin and myoglobin. These two proteins play essential roles in vertebrate metabolism, respectively oxygen transport by blood and oxygen storage in muscles. To maintain the necessary levels, human iron metabolism requires a minimum of iron in the diet. Iron is also the metal at the active site of many important redox enzymes dealing with cellular respiration and oxidation and reduction in plants and animals.^[5]

Chemically, the most common oxidation states of iron are iron(II) and iron(III). Iron shares many properties of other transition metals, including the other group 8 elements, ruthenium and osmium. Iron forms compounds in a wide range of oxidation states, −2 to +7. Iron also forms many coordination compounds; some of them, such as ferrocene, ferrioxalate, and Prussian blue have substantial industrial, medical, or research applications.

Characteristics

Allotropes

At least four allotropes of iron (differing atom arrangements in the solid) are known, conventionally denoted α, γ, δ, and ε.

The first three forms are observed at ordinary pressures. As molten iron cools past its freezing point of 1538 °C, it crystallizes into its δ allotrope, which has a body-centered cubic (bcc) crystal structure. As it cools further to 1394 °C, it changes to its γ-iron allotrope, a face-centered cubic (fcc) crystal structure, or austenite. At 912 °C and below, the crystal structure again becomes the bcc α-iron allotrope.^[6]

The physical properties of iron at very high pressures and temperatures have also been studied extensively,^[7][8] because of their relevance to theories about the cores of the Earth and other planets. Above approximately 10 GPa and temperatures of a few hundred kelvin or less, α-iron changes into another hexagonal close-packed (hcp) structure, which is also known as ε-iron. The higher-temperature γ-phase also changes into ε-iron, but does so at higher pressure.

Some controversial experimental evidence exists for a stable β phase at pressures above 50 GPa and temperatures of at least 1500 K. It is supposed to have an orthorhombic or a double hcp structure.^[9] (Confusingly, the term «β-iron» is sometimes also used to refer to α-iron above its Curie point, when it changes from being ferromagnetic to paramagnetic, even though its crystal structure has not changed.^[6])

The inner core of the Earth is generally presumed to consist of an iron-nickel alloy with ε (or β) structure.^[10]

Melting and boiling points

The melting and boiling points of iron, along with its enthalpy of atomization, are lower than those of the earlier 3d elements from scandium to chromium, showing the lessened contribution of the 3d electrons to metallic bonding as they are attracted more and more into the inert core by the nucleus;^[11] however, they are higher than the values for the previous element manganese because that element has a half-filled 3d sub-shell and consequently its d-electrons are not easily delocalized. This same trend appears for ruthenium but not osmium.^[12]

The melting point of iron is experimentally well defined for pressures less than 50 GPa. For greater pressures, published data (as of 2007) still varies by tens of gigapascals and over a thousand kelvin.^[13]

Magnetic properties

Below its Curie point of 770 °C (1,420 °F; 1,040 K), α-iron changes from paramagnetic to ferromagnetic: the spins of the two unpaired electrons in each atom generally align with the spins of its neighbors, creating an overall magnetic field.^[15] This happens because the orbitals of those two electrons (d_z² and d_{x² −. y²}) do not point toward neighboring atoms in the lattice, and therefore are not involved in metallic bonding.^[6]

In the absence of an external source of magnetic field, the atoms get spontaneously partitioned into magnetic domains, about 10 micrometers across,^[16] such that the atoms in each domain have parallel spins, but some domains have other orientations. Thus a macroscopic piece of iron will have a nearly zero overall magnetic field.

Application of an external magnetic field causes the domains that are magnetized in the same general direction to grow at the expense of adjacent ones that point in other directions, reinforcing the external field. This effect is exploited in devices that need to channel magnetic fields to fulfill design function, such as electrical transformers, magnetic recording heads, and electric motors. Impurities, lattice defects, or grain and particle boundaries can «pin» the domains in the new positions, so that the effect persists even after the external field is removed – thus turning the iron object into a (permanent) magnet.^[15]

Similar behavior is exhibited by some iron compounds, such as the ferrites including the mineral magnetite, a crystalline form of the mixed iron(II,III) oxide Fe₃O₄ (although the atomic-scale mechanism, ferrimagnetism, is somewhat different). Pieces of magnetite with natural permanent magnetization (lodestones) provided the earliest compasses for navigation. Particles of magnetite were extensively used in magnetic recording media such as core memories, magnetic tapes, floppies, and disks, until they were replaced by cobalt-based materials.

Isotopes

Iron has four stable isotopes: ⁵⁴Fe (5.845% of natural iron), ⁵⁶Fe (91.754%), ⁵⁷Fe (2.119%) and ⁵⁸Fe (0.282%). 24 artificial isotopes have also been created. Of these stable isotopes, only ⁵⁷Fe has a nuclear spin (−1⁄2). The nuclide ⁵⁴Fe theoretically can undergo double electron capture to ⁵⁴Cr, but the process has never been observed and only a lower limit on the half-life of 3.1×10²² years has been established.^[17]

⁶⁰Fe is an extinct radionuclide of long half-life (2.6 million years).^[18] It is not found on Earth, but its ultimate decay product is its granddaughter, the stable nuclide ⁶⁰Ni.^[17] Much of the past work on isotopic composition of iron has focused on the nucleosynthesis of ⁶⁰Fe through studies of meteorites and ore formation. In the last decade, advances in mass spectrometry have allowed the detection and quantification of minute, naturally occurring variations in the ratios of the stable isotopes of iron. Much of this work is driven by the Earth and planetary science communities, although applications to biological and industrial systems are emerging.^[19]

In phases of the meteorites Semarkona and Chervony Kut, a correlation between the concentration of ⁶⁰Ni, the granddaughter of ⁶⁰Fe, and the abundance of the stable iron isotopes provided evidence for the existence of ⁶⁰Fe at the time of formation of the Solar System. Possibly the energy released by the decay of ⁶⁰Fe, along with that released by ²⁶Al, contributed to the remelting and differentiation of asteroids after their formation 4.6 billion years ago. The abundance of ⁶⁰Ni present in extraterrestrial material may bring further insight into the origin and early history of the Solar System.^[20]

The most abundant iron isotope ⁵⁶Fe is of particular interest to nuclear scientists because it represents the most common endpoint of nucleosynthesis.^[21] Since ⁵⁶Ni (14 alpha particles) is easily produced from lighter nuclei in the alpha process in nuclear reactions in supernovae (see silicon burning process), it is the endpoint of fusion chains inside extremely massive stars, since addition of another alpha particle, resulting in ⁶⁰Zn, requires a great deal more energy. This ⁵⁶Ni, which has a half-life of about 6 days, is created in quantity in these stars, but soon decays by two successive positron emissions within supernova decay products in the supernova remnant gas cloud, first to radioactive ⁵⁶Co, and then to stable ⁵⁶Fe. As such, iron is the most abundant element in the core of red giants, and is the most abundant metal in iron meteorites and in the dense metal cores of planets such as Earth.^[22] It is also very common in the universe, relative to other stable metals of approximately the same atomic weight.^[22][23] Iron is the sixth most abundant element in the universe, and the most common refractory element.^[24]

Although a further tiny energy gain could be extracted by synthesizing ⁶²Ni, which has a marginally higher binding energy than ⁵⁶Fe, conditions in stars are unsuitable for this process. Element production in supernovas greatly favor iron over nickel, and in any case, ⁵⁶Fe still has a lower mass per nucleon than ⁶²Ni due to its higher fraction of lighter protons.^[25] Hence, elements heavier than iron require a supernova for their formation, involving rapid neutron capture by starting ⁵⁶Fe nuclei.^[22]

In the far future of the universe, assuming that proton decay does not occur, cold fusion occurring via quantum tunnelling would cause the light nuclei in ordinary matter to fuse into ⁵⁶Fe nuclei. Fission and alpha-particle emission would then make heavy nuclei decay into iron, converting all stellar-mass objects to cold spheres of pure iron.^[26]

Origin and occurrence in nature

Cosmogenesis

Iron’s abundance in rocky planets like Earth is due to its abundant production during the runaway fusion and explosion of type Ia supernovae, which scatters the iron into space.^[27][28]

Metallic iron

Metallic or native iron is rarely found on the surface of the Earth because it tends to oxidize. However, both the Earth’s inner and outer core, that account for 35% of the mass of the whole Earth, are believed to consist largely of an iron alloy, possibly with nickel. Electric currents in the liquid outer core are believed to be the origin of the Earth’s magnetic field. The other terrestrial planets (Mercury, Venus, and Mars) as well as the Moon are believed to have a metallic core consisting mostly of iron. The M-type asteroids are also believed to be partly or mostly made of metallic iron alloy.

The rare iron meteorites are the main form of natural metallic iron on the Earth’s surface. Items made of cold-worked meteoritic iron have been found in various archaeological sites dating from a time when iron smelting had not yet been developed; and the Inuit in Greenland have been reported to use iron from the Cape York meteorite for tools and hunting weapons.^[29] About 1 in 20 meteorites consist of the unique iron-nickel minerals taenite (35–80% iron) and kamacite (90–95% iron).^[30] Native iron is also rarely found in basalts that have formed from magmas that have come into contact with carbon-rich sedimentary rocks, which have reduced the oxygen fugacity sufficiently for iron to crystallize. This is known as Telluric iron and is described from a few localities, such as Disko Island in West Greenland, Yakutia in Russia and Bühl in Germany.^[31]

Mantle minerals

Ferropericlase (Mg,Fe)O, a solid solution of periclase (MgO) and wüstite (FeO), makes up about 20% of the volume of the lower mantle of the Earth, which makes it the second most abundant mineral phase in that region after silicate perovskite (Mg,Fe)SiO₃; it also is the major host for iron in the lower mantle.^[32] At the bottom of the transition zone of the mantle, the reaction γ-(Mg,Fe)₂[SiO₄] ↔ (Mg,Fe)[SiO₃] + (Mg,Fe)O transforms γ-olivine into a mixture of silicate perovskite and ferropericlase and vice versa. In the literature, this mineral phase of the lower mantle is also often called magnesiowüstite.^[33] Silicate perovskite may form up to 93% of the lower mantle,^[34] and the magnesium iron form, (Mg,Fe)SiO₃, is considered to be the most abundant mineral in the Earth, making up 38% of its volume.^[35]

Earth’s crust

While iron is the most abundant element on Earth, most of this iron is concentrated in the inner and outer cores.^[36][37] The fraction of iron that is in Earth’s crust only amounts to about 5% of the overall mass of the crust and is thus only the fourth most abundant element in that layer (after oxygen, silicon, and aluminium).^[38]

Most of the iron in the crust is combined with various other elements to form many iron minerals. An important class is the iron oxide minerals such as hematite (Fe₂O₃), magnetite (Fe₃O₄), and siderite (FeCO₃), which are the major ores of iron. Many igneous rocks also contain the sulfide minerals pyrrhotite and pentlandite.^[39][40] During weathering, iron tends to leach from sulfide deposits as the sulfate and from silicate deposits as the bicarbonate. Both of these are oxidized in aqueous solution and precipitate in even mildly elevated pH as iron(III) oxide.^[41]

Large deposits of iron are banded iron formations, a type of rock consisting of repeated thin layers of iron oxides alternating with bands of iron-poor shale and chert. The banded iron formations were laid down in the time between 3,700 million years ago and 1,800 million years ago.^[42][43]

Materials containing finely ground iron(III) oxides or oxide-hydroxides, such as ochre, have been used as yellow, red, and brown pigments since pre-historical times. They contribute as well to the color of various rocks and clays, including entire geological formations like the Painted Hills in Oregon and the Buntsandstein («colored sandstone», British Bunter).^[44] Through Eisensandstein (a jurassic ‘iron sandstone’, e.g. from Donzdorf in Germany)^[45] and Bath stone in the UK, iron compounds are responsible for the yellowish color of many historical buildings and sculptures.^[46] The proverbial red color of the surface of Mars is derived from an iron oxide-rich regolith.^[47]

Significant amounts of iron occur in the iron sulfide mineral pyrite (FeS₂), but it is difficult to extract iron from it and it is therefore not exploited.^[48] In fact, iron is so common that production generally focuses only on ores with very high quantities of it.^[49]

According to the International Resource Panel’s Metal Stocks in Society report, the global stock of iron in use in society is 2,200 kg per capita. More-developed countries differ in this respect from less-developed countries (7,000–14,000 vs 2,000 kg per capita).^[50]

Oceans

Ocean science demonstrated the role of the iron in the ancient seas in both marine biota and climate.^[51]

Chemistry and compounds

Oxidation state	Representative compound
−2 (d10)	Disodium tetracarbonylferrate (Collman’s reagent)
−1 (d9)	Fe 2(CO)2− 8
0 (d8)	Iron pentacarbonyl
1 (d7)	Cyclopentadienyliron dicarbonyl dimer («Fp2«)
2 (d6)	Ferrous sulfate, ferrocene
3 (d5)	Ferric chloride, ferrocenium tetrafluoroborate
4 (d4)	Fe(diars) 2Cl2+ 2, Ferryl tetrafluoroborate
5 (d3)	FeO3− 4
6 (d2)	Potassium ferrate
7 (d1)	[FeO4]– (matrix isolation, 4K)

Iron shows the characteristic chemical properties of the transition metals, namely the ability to form variable oxidation states differing by steps of one and a very large coordination and organometallic chemistry: indeed, it was the discovery of an iron compound, ferrocene, that revolutionalized the latter field in the 1950s.^[52] Iron is sometimes considered as a prototype for the entire block of transition metals, due to its abundance and the immense role it has played in the technological progress of humanity.^[53] Its 26 electrons are arranged in the configuration [Ar]3d⁶4s², of which the 3d and 4s electrons are relatively close in energy, and thus a number of electrons can be ionized.^[12]

Iron forms compounds mainly in the oxidation states +2 (iron(II), «ferrous») and +3 (iron(III), «ferric»). Iron also occurs in higher oxidation states, e.g., the purple potassium ferrate (K₂FeO₄), which contains iron in its +6 oxidation state. The anion [FeO₄]^– with iron in its +7 oxidation state, along with an iron(V)-peroxo isomer, has been detected by infrared spectroscopy at 4 K after cocondensation of laser-ablated Fe atoms with a mixture of O₂/Ar.^[54] Iron(IV) is a common intermediate in many biochemical oxidation reactions.^[55][56] Numerous organoiron compounds contain formal oxidation states of +1, 0, −1, or even −2. The oxidation states and other bonding properties are often assessed using the technique of Mössbauer spectroscopy.^[57] Many mixed valence compounds contain both iron(II) and iron(III) centers, such as magnetite and Prussian blue (Fe₄(Fe[CN]₆)₃).^[56] The latter is used as the traditional «blue» in blueprints.^[58]

Iron is the first of the transition metals that cannot reach its group oxidation state of +8, although its heavier congeners ruthenium and osmium can, with ruthenium having more difficulty than osmium.^[6] Ruthenium exhibits an aqueous cationic chemistry in its low oxidation states similar to that of iron, but osmium does not, favoring high oxidation states in which it forms anionic complexes.^[6] In the second half of the 3d transition series, vertical similarities down the groups compete with the horizontal similarities of iron with its neighbors cobalt and nickel in the periodic table, which are also ferromagnetic at room temperature and share similar chemistry. As such, iron, cobalt, and nickel are sometimes grouped together as the iron triad.^[53]

Unlike many other metals, iron does not form amalgams with mercury. As a result, mercury is traded in standardized 76 pound flasks (34 kg) made of iron.^[59]

Iron is by far the most reactive element in its group; it is pyrophoric when finely divided and dissolves easily in dilute acids, giving Fe²⁺. However, it does not react with concentrated nitric acid and other oxidizing acids due to the formation of an impervious oxide layer, which can nevertheless react with hydrochloric acid.^[6] High-purity iron, called electrolytic iron, is considered to be resistant to rust, due to its oxide layer.

Binary compounds

Oxides and sulfides

Iron forms various oxide and hydroxide compounds; the most common are iron(II,III) oxide (Fe₃O₄), and iron(III) oxide (Fe₂O₃). Iron(II) oxide also exists, though it is unstable at room temperature. Despite their names, they are actually all non-stoichiometric compounds whose compositions may vary.^[60] These oxides are the principal ores for the production of iron (see bloomery and blast furnace). They are also used in the production of ferrites, useful magnetic storage media in computers, and pigments. The best known sulfide is iron pyrite (FeS₂), also known as fool’s gold owing to its golden luster.^[56] It is not an iron(IV) compound, but is actually an iron(II) polysulfide containing Fe²⁺ and S²⁻
₂ ions in a distorted sodium chloride structure.^[60]

Halides

The binary ferrous and ferric halides are well-known. The ferrous halides typically arise from treating iron metal with the corresponding hydrohalic acid to give the corresponding hydrated salts.^[56]

Fe + 2 HX → FeX₂ + H₂ (X = F, Cl, Br, I)

Iron reacts with fluorine, chlorine, and bromine to give the corresponding ferric halides, ferric chloride being the most common.^[61]

2 Fe + 3 X₂ → 2 FeX₃ (X = F, Cl, Br)

Ferric iodide is an exception, being thermodynamically unstable due to the oxidizing power of Fe³⁺ and the high reducing power of I⁻:^[61]

2 I⁻ + 2 Fe³⁺ → I₂ + 2 Fe²⁺ (E⁰ = +0.23 V)

Ferric iodide, a black solid, is not stable in ordinary conditions, but can be prepared through the reaction of iron pentacarbonyl with iodine and carbon monoxide in the presence of hexane and light at the temperature of −20 °C, with oxygen and water excluded.^[61]Complexes of ferric iodide with some soft bases are known to be stable compounds.^[62][63]

Solution chemistry

The standard reduction potentials in acidic aqueous solution for some common iron ions are given below:^[6]

[Fe(H2O)6]2+ + 2 e−	⇌ Fe	E0 = −0.447 V
[Fe(H2O)6]3+ + e−	⇌ [Fe(H2O)6]2+	E0 = +0.77 V
FeO2− 4 + 8 H3O+ + 3 e−	⇌ [Fe(H2O)6]3+ + 6 H2O	E0 = +2.20 V

The red-purple tetrahedral ferrate(VI) anion is such a strong oxidizing agent that it oxidizes ammonia to nitrogen (N₂) and water to oxygen^[61]

4 FeO²⁻
₄ + 34 H
₂O → 4 [Fe(H₂O)₆]³⁺ + 20 OH⁻
+ 3 O₂

The pale-violet hexaquo complex [Fe(H₂O)₆]³⁺ is an acid such that above above pH 0 it is fully hydrolyzed:^[64]

[Fe(H2O)6]3+	⇌ [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H+	K = 10−3.05 mol dm−3
[Fe(H2O)5(OH)]2+	⇌ [Fe(H2O)4(OH)2]+ + H+	K = 10−3.26 mol dm−3
2[Fe(H2O)6]3+	⇌ [Fe(H2O)4(OH)]4+2 + 2H+ + 2H2O	K = 10−2.91 mol dm−3

As pH rises above 0 the above yellow hydrolyzed species form and as it rises above 2–3, reddish-brown hydrous iron(III) oxide precipitates out of solution. Although Fe³⁺ has a d⁵ configuration, its absorption spectrum is not like that of Mn²⁺ with its weak, spin-forbidden d–d bands, because Fe³⁺ has higher positive charge and is more polarizing, lowering the energy of its ligand-to-metal charge transfer absorptions. Thus, all the above complexes are rather strongly colored, with the single exception of the hexaquo ion – and even that has a spectrum dominated by charge transfer in the near ultraviolet region.^[64] On the other hand, the pale green iron(II) hexaquo ion [Fe(H₂O)₆]²⁺ does not undergo appreciable hydrolysis. Carbon dioxide is not evolved when carbonate anions are added, which instead results in white iron(II) carbonate being precipitated out. In excess carbon dioxide this forms the slightly soluble bicarbonate, which occurs commonly in groundwater, but it oxidises quickly in air to form iron(III) oxide that accounts for the brown deposits present in a sizeable number of streams.^[65]

Coordination compounds

Due to its electronic structure, iron has a very large coordination and organometallic chemistry.

Many coordination compounds of iron are known. A typical six-coordinate anion is hexachloroferrate(III), [FeCl₆]³⁻, found in the mixed salt tetrakis(methylammonium) hexachloroferrate(III) chloride.^[66][67] Complexes with multiple bidentate ligands have geometric isomers. For example, the trans-chlorohydridobis(bis-1,2-(diphenylphosphino)ethane)iron(II) complex is used as a starting material for compounds with the Fe(dppe)₂ moiety.^[68][69] The ferrioxalate ion with three oxalate ligands (shown at right) displays helical chirality with its two non-superposable geometries labelled Λ (lambda) for the left-handed screw axis and Δ (delta) for the right-handed screw axis, in line with IUPAC conventions.^[64] Potassium ferrioxalate is used in chemical actinometry and along with its sodium salt undergoes photoreduction applied in old-style photographic processes. The dihydrate of iron(II) oxalate has a polymeric structure with co-planar oxalate ions bridging between iron centres with the water of crystallisation located forming the caps of each octahedron, as illustrated below.^[70]

Iron(III) complexes are quite similar to those of chromium(III) with the exception of iron(III)’s preference for O-donor instead of N-donor ligands. The latter tend to be rather more unstable than iron(II) complexes and often dissociate in water. Many Fe–O complexes show intense colors and are used as tests for phenols or enols. For example, in the ferric chloride test, used to determine the presence of phenols, iron(III) chloride reacts with a phenol to form a deep violet complex:^[64]

3 ArOH + FeCl₃ → Fe(OAr)₃ + 3 HCl (Ar = aryl)

Among the halide and pseudohalide complexes, fluoro complexes of iron(III) are the most stable, with the colorless [FeF₅(H₂O)]²⁻ being the most stable in aqueous solution. Chloro complexes are less stable and favor tetrahedral coordination as in [FeCl₄]⁻; [FeBr₄]⁻ and [FeI₄]⁻ are reduced easily to iron(II). Thiocyanate is a common test for the presence of iron(III) as it forms the blood-red [Fe(SCN)(H₂O)₅]²⁺. Like manganese(II), most iron(III) complexes are high-spin, the exceptions being those with ligands that are high in the spectrochemical series such as cyanide. An example of a low-spin iron(III) complex is [Fe(CN)₆]³⁻. Iron shows a great variety of electronic spin states, including every possible spin quantum number value for a d-block element from 0 (diamagnetic) to 5⁄2 (5 unpaired electrons). This value is always half the number of unpaired electrons. Complexes with zero to two unpaired electrons are considered low-spin and those with four or five are considered high-spin.^[60]

Iron(II) complexes are less stable than iron(III) complexes but the preference for O-donor ligands is less marked, so that for example [Fe(NH₃)₆]²⁺ is known while [Fe(NH₃)₆]³⁺ is not. They have a tendency to be oxidized to iron(III) but this can be moderated by low pH and the specific ligands used.^[65]

Organometallic compounds

Organoiron chemistry is the study of organometallic compounds of iron, where carbon atoms are covalently bound to the metal atom. They are many and varied, including cyanide complexes, carbonyl complexes, sandwich and half-sandwich compounds.

Prussian blue or «ferric ferrocyanide», Fe₄[Fe(CN)₆]₃, is an old and well-known iron-cyanide complex, extensively used as pigment and in several other applications. Its formation can be used as a simple wet chemistry test to distinguish between aqueous solutions of Fe²⁺ and Fe³⁺ as they react (respectively) with potassium ferricyanide and potassium ferrocyanide to form Prussian blue.^[56]

Another old example of an organoiron compound is iron pentacarbonyl, Fe(CO)₅, in which a neutral iron atom is bound to the carbon atoms of five carbon monoxide molecules. The compound can be used to make carbonyl iron powder, a highly reactive form of metallic iron. Thermolysis of iron pentacarbonyl gives triiron dodecacarbonyl, Fe₃(CO)₁₂, a complex with a cluster of three iron atoms at its core. Collman’s reagent, disodium tetracarbonylferrate, is a useful reagent for organic chemistry; it contains iron in the −2 oxidation state. Cyclopentadienyliron dicarbonyl dimer contains iron in the rare +1 oxidation state.^[71]

A landmark in this field was the discovery in 1951 of the remarkably stable sandwich compound ferrocene Fe(C₅H₅)₂, by Pauson and Kealy^[72] and independently by Miller and colleagues,^[73] whose surprising molecular structure was determined only a year later by Woodward and Wilkinson^[74] and Fischer.^[75]
Ferrocene is still one of the most important tools and models in this class.^[76]

Iron-centered organometallic species are used as catalysts. The Knölker complex, for example, is a transfer hydrogenation catalyst for ketones.^[77]

Industrial uses

The iron compounds produced on the largest scale in industry are iron(II) sulfate (FeSO₄·7H₂O) and iron(III) chloride (FeCl₃). The former is one of the most readily available sources of iron(II), but is less stable to aerial oxidation than Mohr’s salt ((NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6H₂O). Iron(II) compounds tend to be oxidized to iron(III) compounds in the air.^[56]

History

Development of iron metallurgy

Iron is one of the elements undoubtedly known to the ancient world.^[78] It has been worked, or wrought, for millennia. However, iron artefacts of great age are much rarer than objects made of gold or silver due to the ease with which iron corrodes.^[79] The technology developed slowly, and even after the discovery of smelting it took many centuries for iron to replace bronze as the metal of choice for tools and weapons.

Meteoritic iron

Beads made from meteoric iron in 3500 BC or earlier were found in Gerzeh, Egypt by G.A. Wainwright.^[80] The beads contain 7.5% nickel, which is a signature of meteoric origin since iron found in the Earth’s crust generally has only minuscule nickel impurities.

Meteoric iron was highly regarded due to its origin in the heavens and was often used to forge weapons and tools.^[80] For example, a dagger made of meteoric iron was found in the tomb of Tutankhamun, containing similar proportions of iron, cobalt, and nickel to a meteorite discovered in the area, deposited by an ancient meteor shower.^[81][82][83] Items that were likely made of iron by Egyptians date from 3000 to 2500 BC.^[79]

Meteoritic iron is comparably soft and ductile and easily cold forged but may get brittle when heated because of the nickel content.^[84]

Wrought iron

The first iron production started in the Middle Bronze Age, but it took several centuries before iron displaced bronze. Samples of smelted iron from Asmar, Mesopotamia and Tall Chagar Bazaar in northern Syria were made sometime between 3000 and 2700 BC.^[85] The Hittites established an empire in north-central Anatolia around 1600 BC. They appear to be the first to understand the production of iron from its ores and regard it highly in their society.^[86] The Hittites began to smelt iron between 1500 and 1200 BC and the practice spread to the rest of the Near East after their empire fell in 1180 BC.^[85] The subsequent period is called the Iron Age.

Artifacts of smelted iron are found in India dating from 1800 to 1200 BC,^[87] and in the Levant from about 1500 BC (suggesting smelting in Anatolia or the Caucasus).^[88][89] Alleged references (compare history of metallurgy in South Asia) to iron in the Indian Vedas have been used for claims of a very early usage of iron in India respectively to date the texts as such. The rigveda term ayas (metal) refers to copper, while iron which is called as śyāma ayas, literally «black copper», first is mentioned in the post-rigvedic Atharvaveda.^[90]

Some archaeological evidence suggests iron was smelted in Zimbabwe and southeast Africa as early as the eighth century BC.^[91] Iron working was introduced to Greece in the late 11th century BC, from which it spread quickly throughout Europe.^[92]

The spread of ironworking in Central and Western Europe is associated with Celtic expansion. According to Pliny the Elder, iron use was common in the Roman era.^[80] In the lands of what is now considered China, iron appears approximately 700–500 BC.^[93] Iron smelting may have been introduced into China through Central Asia.^[94] The earliest evidence of the use of a blast furnace in China dates to the 1st century AD,^[95] and cupola furnaces were used as early as the Warring States period (403–221 BC).^[96] Usage of the blast and cupola furnace remained widespread during the Tang and Song dynasties.^[97]

During the Industrial Revolution in Britain, Henry Cort began refining iron from pig iron to wrought iron (or bar iron) using innovative production systems. In 1783 he patented the puddling process for refining iron ore. It was later improved by others, including Joseph Hall.^[98]

Cast iron

Cast iron was first produced in China during 5th century BC,^[99] but was hardly in Europe until the medieval period.^[100][101] The earliest cast iron artifacts were discovered by archaeologists in what is now modern Luhe County, Jiangsu in China. Cast iron was used in ancient China for warfare, agriculture, and architecture.^[102] During the medieval period, means were found in Europe of producing wrought iron from cast iron (in this context known as pig iron) using finery forges. For all these processes, charcoal was required as fuel.^[103]

Medieval blast furnaces were about 10 feet (3.0 m) tall and made of fireproof brick; forced air was usually provided by hand-operated bellows.^[101] Modern blast furnaces have grown much bigger, with hearths fourteen meters in diameter that allow them to produce thousands of tons of iron each day, but essentially operate in much the same way as they did during medieval times.^[103]

In 1709, Abraham Darby I established a coke-fired blast furnace to produce cast iron, replacing charcoal, although continuing to use blast furnaces. The ensuing availability of inexpensive iron was one of the factors leading to the Industrial Revolution. Toward the end of the 18th century, cast iron began to replace wrought iron for certain purposes, because it was cheaper. Carbon content in iron was not implicated as the reason for the differences in properties of wrought iron, cast iron, and steel until the 18th century.^[85]

Since iron was becoming cheaper and more plentiful, it also became a major structural material following the building of the innovative first iron bridge in 1778. This bridge still stands today as a monument to the role iron played in the Industrial Revolution. Following this, iron was used in rails, boats, ships, aqueducts, and buildings, as well as in iron cylinders in steam engines.^[103] Railways have been central to the formation of modernity and ideas of progress^[104] and various languages refer to railways as iron road (e.g. French chemin de fer, German Eisenbahn, Turkish demiryolu, Russian железная дорога, Chinese, Japanese, and Korean 鐵道, Vietnamese đường sắt).

Steel

Steel (with smaller carbon content than pig iron but more than wrought iron) was first produced in antiquity by using a bloomery. Blacksmiths in Luristan in western Persia were making good steel by 1000 BC.^[85] Then improved versions, Wootz steel by India and Damascus steel were developed around 300 BC and AD 500 respectively. These methods were specialized, and so steel did not become a major commodity until the 1850s.^[105]

New methods of producing it by carburizing bars of iron in the cementation process were devised in the 17th century. In the Industrial Revolution, new methods of producing bar iron without charcoal were devised and these were later applied to produce steel. In the late 1850s, Henry Bessemer invented a new steelmaking process, involving blowing air through molten pig iron, to produce mild steel. This made steel much more economical, thereby leading to wrought iron no longer being produced in large quantities.^[106]

Foundations of modern chemistry

In 1774, Antoine Lavoisier used the reaction of water steam with metallic iron inside an incandescent iron tube to produce hydrogen in his experiments leading to the demonstration of the conservation of mass, which was instrumental in changing chemistry from a qualitative science to a quantitative one.^[107]

Symbolic role

Iron plays a certain role in mythology and has found various usage as a metaphor and in folklore. The Greek poet Hesiod’s Works and Days (lines 109–201) lists different ages of man named after metals like gold, silver, bronze and iron to account for successive ages of humanity.^[108] The Iron Age was closely related with Rome, and in Ovid’s Metamorphoses

The Virtues, in despair, quit the earth; and the depravity of man becomes universal and complete. Hard steel succeeded then.

An example of the importance of iron’s symbolic role may be found in the German Campaign of 1813. Frederick William III commissioned then the first Iron Cross as military decoration. Berlin iron jewellery reached its peak production between 1813 and 1815, when the Prussian royal family urged citizens to donate gold and silver jewellery for military funding. The inscription Gold gab ich für Eisen (I gave gold for iron) was used as well in later war efforts.^[109]

Production of metallic iron

Laboratory routes

For a few limited purposes when it is needed, pure iron is produced in the laboratory in small quantities by reducing the pure oxide or hydroxide with hydrogen, or forming iron pentacarbonyl and heating it to 250 °C so that it decomposes to form pure iron powder.^[41] Another method is electrolysis of ferrous chloride onto an iron cathode.^[110]

Main industrial route

Iron production 2009 (million tonnes)^{[111][dubious – discuss]}

Country	Iron ore	Pig iron	Direct iron	Steel
China	1,114.9	549.4		573.6
Australia	393.9	4.4		5.2
Brazil	305.0	25.1	0.011	26.5
Japan		66.9		87.5
India	257.4	38.2	23.4	63.5
Russia	92.1	43.9	4.7	60.0
Ukraine	65.8	25.7		29.9
South Korea	0.1	27.3		48.6
Germany	0.4	20.1	0.38	32.7
World	1,594.9	914.0	64.5	1,232.4

Nowadays, the industrial production of iron or steel consists of two main stages. In the first stage, iron ore is reduced with coke in a blast furnace, and the molten metal is separated from gross impurities such as silicate minerals. This stage yields an alloy—pig iron—that contains relatively large amounts of carbon. In the second stage, the amount of carbon in the pig iron is lowered by oxidation to yield wrought iron, steel, or cast iron.^[112] Other metals can be added at this stage to form alloy steels.

Blast furnace processing

The blast furnace is loaded with iron ores, usually hematite Fe₂O₃ or magnetite Fe₃O₄, along with coke (coal that has been separately baked to remove volatile components) and flux (limestone or dolomite). «Blasts» of air pre-heated to 900 °C (sometimes with oxygen enrichment) is blown through the mixture, in sufficient amount to turn the carbon into carbon monoxide:^[112]

This reaction raises the temperature to about 2000 °C. The carbon monoxide reduces the iron ore to metallic iron^[112]

Some iron in the high-temperature lower region of the furnace reacts directly with the coke:^[112]

The flux removes silicaceous minerals in the ore, which would otherwise clog the furnace: The heat of the furnace decomposes the carbonates to calcium oxide, which reacts with any excess silica to form a slag composed of calcium silicate CaSiO₃ or other products. At the furnace’s temperature, the metal and the slag are both molten. They collect at the bottom as two immiscible liquid layers (with the slag on top), that are then easily separated.^[112] The slag can be used as a material in road construction or to improve mineral-poor soils for agriculture.^[101]

Steelmaking thus remains one of the largest industrial contributors of CO₂ emissions in the world.^[114]

Steelmaking

The pig iron produced by the blast furnace process contains up to 4–5% carbon (by mass), with small amounts of other impurities like sulfur, magnesium, phosphorus, and manganese. This high level of carbon makes it relatively weak and brittle. Reducing the amount of carbon to 0.002–2.1% produces steel, which may be up to 1000 times harder than pure iron. A great variety of steel articles can then be made by cold working, hot rolling, forging, machining, etc. Removing the impurities from pig iron, but leaving 2–4% carbon, results in cast iron, which is cast by foundries into articles such as stoves, pipes, radiators, lamp-posts, and rails.^[112]

Steel products often undergo various heat treatments after they are forged to shape. Annealing consists of heating them to 700–800 °C for several hours and then gradual cooling. It makes the steel softer and more workable.^[115]

Direct iron reduction

Owing to environmental concerns, alternative methods of processing iron have been developed. «Direct iron reduction» reduces iron ore to a ferrous lump called «sponge» iron or «direct» iron that is suitable for steelmaking.^[101] Two main reactions comprise the direct reduction process:

Natural gas is partially oxidized (with heat and a catalyst):^[101]

Iron ore is then treated with these gases in a furnace, producing solid sponge iron:^[101]

Silica is removed by adding a limestone flux as described above.^[101]

Thermite process

Ignition of a mixture of aluminium powder and iron oxide yields metallic iron via the thermite reaction:

Alternatively pig iron may be made into steel (with up to about 2% carbon) or wrought iron (commercially pure iron). Various processes have been used for this, including finery forges, puddling furnaces, Bessemer converters, open hearth furnaces, basic oxygen furnaces, and electric arc furnaces. In all cases, the objective is to oxidize some or all of the carbon, together with other impurities. On the other hand, other metals may be added to make alloy steels.^[103]

Applications

As structural material

Iron is the most widely used of all the metals, accounting for over 90% of worldwide metal production. Its low cost and high strength often make it the material of choice to withstand stress or transmit forces, such as the construction of machinery and machine tools, rails, automobiles, ship hulls, concrete reinforcing bars, and the load-carrying framework of buildings. Since pure iron is quite soft, it is most commonly combined with alloying elements to make steel.^[116]

Mechanical properties

Characteristic values of tensile strength (TS) and Brinell hardness (BH) of various forms of iron.^[117][118]

Material	TS (MPa)	BH (Brinell)
Iron whiskers	11000
Ausformed (hardened) steel	2930	850–1200
Martensitic steel	2070	600
Bainitic steel	1380	400
Pearlitic steel	1200	350
Cold-worked iron	690	200
Small-grain iron	340	100
Carbon-containing iron	140	40
Pure, single-crystal iron	10	3

The mechanical properties of iron and its alloys are extremely relevant to their structural applications. Those properties can be evaluated in various ways, including the Brinell test, the Rockwell test and the Vickers hardness test.

The properties of pure iron are often used to calibrate measurements or to compare tests.^[118][119] However, the mechanical properties of iron are significantly affected by the sample’s purity: pure, single crystals of iron are actually softer than aluminium,^[117] and the purest industrially produced iron (99.99%) has a hardness of 20–30 Brinell.^[120] The pure iron (99.9%～99.999%), especially called electrolytic iron, is industrially produced by electrolytic refining.

An increase in the carbon content will cause a significant increase in the hardness and tensile strength of iron. Maximum hardness of 65 R_c is achieved with a 0.6% carbon content, although the alloy has low tensile strength.^[121] Because of the softness of iron, it is much easier to work with than its heavier congeners ruthenium and osmium.^[12]

Types of steels and alloys

α-Iron is a fairly soft metal that can dissolve only a small concentration of carbon (no more than 0.021% by mass at 910 °C).^[122] Austenite (γ-iron) is similarly soft and metallic but can dissolve considerably more carbon (as much as 2.04% by mass at 1146 °C). This form of iron is used in the type of stainless steel used for making cutlery, and hospital and food-service equipment.^[16]

Commercially available iron is classified based on purity and the abundance of additives. Pig iron has 3.5–4.5% carbon^[123] and contains varying amounts of contaminants such as sulfur, silicon and phosphorus. Pig iron is not a saleable product, but rather an intermediate step in the production of cast iron and steel. The reduction of contaminants in pig iron that negatively affect material properties, such as sulfur and phosphorus, yields cast iron containing 2–4% carbon, 1–6% silicon, and small amounts of manganese.^[112] Pig iron has a melting point in the range of 1420–1470 K, which is lower than either of its two main components, and makes it the first product to be melted when carbon and iron are heated together.^[6] Its mechanical properties vary greatly and depend on the form the carbon takes in the alloy.^[12]

«White» cast irons contain their carbon in the form of cementite, or iron carbide (Fe₃C).^[12] This hard, brittle compound dominates the mechanical properties of white cast irons, rendering them hard, but unresistant to shock. The broken surface of a white cast iron is full of fine facets of the broken iron carbide, a very pale, silvery, shiny material, hence the appellation. Cooling a mixture of iron with 0.8% carbon slowly below 723 °C to room temperature results in separate, alternating layers of cementite and α-iron, which is soft and malleable and is called pearlite for its appearance. Rapid cooling, on the other hand, does not allow time for this separation and creates hard and brittle martensite. The steel can then be tempered by reheating to a temperature in between, changing the proportions of pearlite and martensite. The end product below 0.8% carbon content is a pearlite-αFe mixture, and that above 0.8% carbon content is a pearlite-cementite mixture.^[12]

In gray iron the carbon exists as separate, fine flakes of graphite, and also renders the material brittle due to the sharp edged flakes of graphite that produce stress concentration sites within the material.^[124] A newer variant of gray iron, referred to as ductile iron, is specially treated with trace amounts of magnesium to alter the shape of graphite to spheroids, or nodules, reducing the stress concentrations and vastly increasing the toughness and strength of the material.^[124]

Wrought iron contains less than 0.25% carbon but large amounts of slag that give it a fibrous characteristic.^[123] It is a tough, malleable product, but not as fusible as pig iron. If honed to an edge, it loses it quickly. Wrought iron is characterized by the presence of fine fibers of slag entrapped within the metal. Wrought iron is more corrosion resistant than steel. It has been almost completely replaced by mild steel for traditional «wrought iron» products and blacksmithing.

Mild steel corrodes more readily than wrought iron, but is cheaper and more widely available. Carbon steel contains 2.0% carbon or less,^[125] with small amounts of manganese, sulfur, phosphorus, and silicon. Alloy steels contain varying amounts of carbon as well as other metals, such as chromium, vanadium, molybdenum, nickel, tungsten, etc. Their alloy content raises their cost, and so they are usually only employed for specialist uses. One common alloy steel, though, is stainless steel. Recent developments in ferrous metallurgy have produced a growing range of microalloyed steels, also termed ‘HSLA’ or high-strength, low alloy steels, containing tiny additions to produce high strengths and often spectacular toughness at minimal cost.^{[125][126][127]}

Alloys with high purity elemental makeups (such as alloys of electrolytic iron) have specifically enhanced properties such as ductility, tensile strength, toughness, fatigue strength, heat resistance, and corrosion resistance.

Apart from traditional applications, iron is also used for protection from ionizing radiation. Although it is lighter than another traditional protection material, lead, it is much stronger mechanically. The attenuation of radiation as a function of energy is shown in the graph.^[128]

The main disadvantage of iron and steel is that pure iron, and most of its alloys, suffer badly from rust if not protected in some way, a cost amounting to over 1% of the world’s economy.^[129] Painting, galvanization, passivation, plastic coating and bluing are all used to protect iron from rust by excluding water and oxygen or by cathodic protection. The mechanism of the rusting of iron is as follows:^[129]

Cathode: 3 O₂ + 6 H₂O + 12 e⁻ → 12 OH⁻

Anode: 4 Fe → 4 Fe²⁺ + 8 e⁻; 4 Fe²⁺ → 4 Fe³⁺ + 4 e⁻

Overall: 4 Fe + 3 O₂ + 6 H₂O → 4 Fe³⁺ + 12 OH⁻ → 4 Fe(OH)₃ or 4 FeO(OH) + 4 H₂O

The electrolyte is usually iron(II) sulfate in urban areas (formed when atmospheric sulfur dioxide attacks iron), and salt particles in the atmosphere in seaside areas.^[129]

Catalysts and reagents

Because Fe is inexpensive and nontoxic, much effort has been devoted to the development of Fe-based catalysts and reagents. Iron is however less common as a catalyst in commercial processes than more expensive metals.^[130] In biology, Fe-containing enzymes are pervasive.^[131]

Iron catalysts are traditionally used in the Haber–Bosch process for the production of ammonia and the Fischer–Tropsch process for conversion of carbon monoxide to hydrocarbons for fuels and lubricants.^[132] Powdered iron in an acidic medium is used in the Bechamp reduction, the conversion of nitrobenzene to aniline.^[133]

Iron compounds

Iron(III) oxide mixed with aluminium powder can be ignited to create a thermite reaction, used in welding large iron parts (like rails) and purifying ores. Iron(III) oxide and oxyhydroxide are used as reddish and ocher pigments.

Iron(III) chloride finds use in water purification and sewage treatment, in the dyeing of cloth, as a coloring agent in paints, as an additive in animal feed, and as an etchant for copper in the manufacture of printed circuit boards.^[134] It can also be dissolved in alcohol to form tincture of iron, which is used as a medicine to stop bleeding in canaries.^[135]

Iron(II) sulfate is used as a precursor to other iron compounds. It is also used to reduce chromate in cement. It is used to fortify foods and treat iron deficiency anemia. Iron(III) sulfate is used in settling minute sewage particles in tank water. Iron(II) chloride is used as a reducing flocculating agent, in the formation of iron complexes and magnetic iron oxides, and as a reducing agent in organic synthesis.^[134]

Sodium nitroprusside is a drug used as a vasodilator. It is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines.^[136]

Biological and pathological role

Iron is required for life.^{[5][137][138]} The iron–sulfur clusters are pervasive and include nitrogenase, the enzymes responsible for biological nitrogen fixation. Iron-containing proteins participate in transport, storage and used of oxygen.^[5] Iron proteins are involved in electron transfer.^[139]

Examples of iron-containing proteins in higher organisms include hemoglobin, cytochrome (see high-valent iron), and catalase.^[5][140] The average adult human contains about 0.005% body weight of iron, or about four grams, of which three quarters is in hemoglobin – a level that remains constant despite only about one milligram of iron being absorbed each day,^[139] because the human body recycles its hemoglobin for the iron content.^[141]

Microbial growth may be assisted by oxidation of iron(II) or by reduction of iron (III).^[142]

Biochemistry

Iron acquisition poses a problem for aerobic organisms because ferric iron is poorly soluble near neutral pH. Thus, these organisms have developed means to absorb iron as complexes, sometimes taking up ferrous iron before oxidising it back to ferric iron.^[5] In particular, bacteria have evolved very high-affinity sequestering agents called siderophores.^{[143][144][145]}

After uptake in human cells, iron storage is precisely regulated.^[5][146] A major component of this regulation is the protein transferrin, which binds iron ions absorbed from the duodenum and carries it in the blood to cells.^[5][147] Transferrin contains Fe³⁺ in the middle of a distorted octahedron, bonded to one nitrogen, three oxygens and a chelating carbonate anion that traps the Fe³⁺ ion: it has such a high stability constant that it is very effective at taking up Fe³⁺ ions even from the most stable complexes. At the bone marrow, transferrin is reduced from Fe³⁺ and Fe²⁺ and stored as ferritin to be incorporated into hemoglobin.^[139]

The most commonly known and studied bioinorganic iron compounds (biological iron molecules) are the heme proteins: examples are hemoglobin, myoglobin, and cytochrome P450.^[5] These compounds participate in transporting gases, building enzymes, and transferring electrons.^[139] Metalloproteins are a group of proteins with metal ion cofactors. Some examples of iron metalloproteins are ferritin and rubredoxin.^[139] Many enzymes vital to life contain iron, such as catalase,^[148] lipoxygenases,^[149] and IRE-BP.^[150]

Hemoglobin is an oxygen carrier that occurs in red blood cells and contributes their color, transporting oxygen in the arteries from the lungs to the muscles where it is transferred to myoglobin, which stores it until it is needed for the metabolic oxidation of glucose, generating energy.^[5] Here the hemoglobin binds to carbon dioxide, produced when glucose is oxidized, which is transported through the veins by hemoglobin (predominantly as bicarbonate anions) back to the lungs where it is exhaled.^[139] In hemoglobin, the iron is in one of four heme groups and has six possible coordination sites; four are occupied by nitrogen atoms in a porphyrin ring, the fifth by an imidazole nitrogen in a histidine residue of one of the protein chains attached to the heme group, and the sixth is reserved for the oxygen molecule it can reversibly bind to.^[139] When hemoglobin is not attached to oxygen (and is then called deoxyhemoglobin), the Fe²⁺ ion at the center of the heme group (in the hydrophobic protein interior) is in a high-spin configuration. It is thus too large to fit inside the porphyrin ring, which bends instead into a dome with the Fe²⁺ ion about 55 picometers above it. In this configuration, the sixth coordination site reserved for the oxygen is blocked by another histidine residue.^[139]

When deoxyhemoglobin picks up an oxygen molecule, this histidine residue moves away and returns once the oxygen is securely attached to form a hydrogen bond with it. This results in the Fe²⁺ ion switching to a low-spin configuration, resulting in a 20% decrease in ionic radius so that now it can fit into the porphyrin ring, which becomes planar.^[139] (Additionally, this hydrogen bonding results in the tilting of the oxygen molecule, resulting in a Fe–O–O bond angle of around 120° that avoids the formation of Fe–O–Fe or Fe–O₂–Fe bridges that would lead to electron transfer, the oxidation of Fe²⁺ to Fe³⁺, and the destruction of hemoglobin.) This results in a movement of all the protein chains that leads to the other subunits of hemoglobin changing shape to a form with larger oxygen affinity. Thus, when deoxyhemoglobin takes up oxygen, its affinity for more oxygen increases, and vice versa.^[139] Myoglobin, on the other hand, contains only one heme group and hence this cooperative effect cannot occur. Thus, while hemoglobin is almost saturated with oxygen in the high partial pressures of oxygen found in the lungs, its affinity for oxygen is much lower than that of myoglobin, which oxygenates even at low partial pressures of oxygen found in muscle tissue.^[139] As described by the Bohr effect (named after Christian Bohr, the father of Niels Bohr), the oxygen affinity of hemoglobin diminishes in the presence of carbon dioxide.^[139]

Carbon monoxide and phosphorus trifluoride are poisonous to humans because they bind to hemoglobin similarly to oxygen, but with much more strength, so that oxygen can no longer be transported throughout the body. Hemoglobin bound to carbon monoxide is known as carboxyhemoglobin. This effect also plays a minor role in the toxicity of cyanide, but there the major effect is by far its interference with the proper functioning of the electron transport protein cytochrome a.^[139] The cytochrome proteins also involve heme groups and are involved in the metabolic oxidation of glucose by oxygen. The sixth coordination site is then occupied by either another imidazole nitrogen or a methionine sulfur, so that these proteins are largely inert to oxygen – with the exception of cytochrome a, which bonds directly to oxygen and thus is very easily poisoned by cyanide.^[139] Here, the electron transfer takes place as the iron remains in low spin but changes between the +2 and +3 oxidation states. Since the reduction potential of each step is slightly greater than the previous one, the energy is released step-by-step and can thus be stored in adenosine triphosphate. Cytochrome a is slightly distinct, as it occurs at the mitochondrial membrane, binds directly to oxygen, and transports protons as well as electrons, as follows:^[139]

4 Cytc²⁺ + O₂ + 8H⁺
_inside → 4 Cytc³⁺ + 2 H₂O + 4H⁺
_outside

Although the heme proteins are the most important class of iron-containing proteins, the iron–sulfur proteins are also very important, being involved in electron transfer, which is possible since iron can exist stably in either the +2 or +3 oxidation states. These have one, two, four, or eight iron atoms that are each approximately tetrahedrally coordinated to four sulfur atoms; because of this tetrahedral coordination, they always have high-spin iron. The simplest of such compounds is rubredoxin, which has only one iron atom coordinated to four sulfur atoms from cysteine residues in the surrounding peptide chains. Another important class of iron–sulfur proteins is the ferredoxins, which have multiple iron atoms. Transferrin does not belong to either of these classes.^[139]

The ability of sea mussels to maintain their grip on rocks in the ocean is facilitated by their use of organometallic iron-based bonds in their protein-rich cuticles. Based on synthetic replicas, the presence of iron in these structures increased elastic modulus 770 times, tensile strength 58 times, and toughness 92 times. The amount of stress required to permanently damage them increased 76 times.^[152]

Nutrition

Diet

Iron is pervasive, but particularly rich sources of dietary iron include red meat, oysters, beans, poultry, fish, leaf vegetables, watercress, tofu, and blackstrap molasses.^[5] Bread and breakfast cereals are sometimes specifically fortified with iron.^[5][153]

Iron provided by dietary supplements is often found as iron(II) fumarate, although iron(II) sulfate is cheaper and is absorbed equally well.^[134] Elemental iron, or reduced iron, despite being absorbed at only one-third to two-thirds the efficiency (relative to iron sulfate),^[154] is often added to foods such as breakfast cereals or enriched wheat flour. Iron is most available to the body when chelated to amino acids^[155] and is also available for use as a common iron supplement. Glycine, the least expensive amino acid, is most often used to produce iron glycinate supplements.^[156]

Dietary recommendations

The U.S. Institute of Medicine (IOM) updated Estimated Average Requirements (EARs) and Recommended Dietary Allowances (RDAs) for iron in 2001.^[5] The current EAR for iron for women ages 14–18 is 7.9 mg/day, 8.1 for ages 19–50 and 5.0 thereafter (post menopause). For men the EAR is 6.0 mg/day for ages 19 and up. The RDA is 15.0 mg/day for women ages 15–18, 18.0 for 19–50 and 8.0 thereafter. For men, 8.0 mg/day for ages 19 and up. RDAs are higher than EARs so as to identify amounts that will cover people with higher than average requirements. RDA for pregnancy is 27 mg/day and, for lactation, 9 mg/day.^[5] For children ages 1–3 years 7 mg/day, 10 for ages 4–8 and 8 for ages 9–13. As for safety, the IOM also sets Tolerable upper intake levels (ULs) for vitamins and minerals when evidence is sufficient. In the case of iron the UL is set at 45 mg/day. Collectively the EARs, RDAs and ULs are referred to as Dietary Reference Intakes.^[157]

The European Food Safety Authority (EFSA) refers to the collective set of information as Dietary Reference Values, with Population Reference Intake (PRI) instead of RDA, and Average Requirement instead of EAR. AI and UL defined the same as in United States. For women the PRI is 13 mg/day ages 15–17 years, 16 mg/day for women ages 18 and up who are premenopausal and 11 mg/day postmenopausal. For pregnancy and lactation, 16 mg/day. For men the PRI is 11 mg/day ages 15 and older. For children ages 1 to 14 the PRI increases from 7 to 11 mg/day. The PRIs are higher than the U.S. RDAs, with the exception of pregnancy.^[158] The EFSA reviewed the same safety question did not establish a UL.^[159]

Infants may require iron supplements if they are bottle-fed cow’s milk.^[160] Frequent blood donors are at risk of low iron levels and are often advised to supplement their iron intake.^[161]

For U.S. food and dietary supplement labeling purposes the amount in a serving is expressed as a percent of Daily Value (%DV). For iron labeling purposes 100% of the Daily Value was 18 mg, and as of May 27, 2016 remained unchanged at 18 mg.^[162][163] A table of the old and new adult daily values is provided at Reference Daily Intake.

Deficiency

Iron deficiency is the most common nutritional deficiency in the world.^{[5][164][165][166]} When loss of iron is not adequately compensated by adequate dietary iron intake, a state of latent iron deficiency occurs, which over time leads to iron-deficiency anemia if left untreated, which is characterised by an insufficient number of red blood cells and an insufficient amount of hemoglobin.^[167] Children, pre-menopausal women (women of child-bearing age), and people with poor diet are most susceptible to the disease. Most cases of iron-deficiency anemia are mild, but if not treated can cause problems like fast or irregular heartbeat, complications during pregnancy, and delayed growth in infants and children.^[168]

Excess

Iron uptake is tightly regulated by the human body, which has no regulated physiological means of excreting iron. Only small amounts of iron are lost daily due to mucosal and skin epithelial cell sloughing, so control of iron levels is primarily accomplished by regulating uptake.^[169] Regulation of iron uptake is impaired in some people as a result of a genetic defect that maps to the HLA-H gene region on chromosome 6 and leads to abnormally low levels of hepcidin, a key regulator of the entry of iron into the circulatory system in mammals.^[170] In these people, excessive iron intake can result in iron overload disorders, known medically as hemochromatosis.^[5] Many people have an undiagnosed genetic susceptibility to iron overload, and are not aware of a family history of the problem. For this reason, people should not take iron supplements unless they suffer from iron deficiency and have consulted a doctor. Hemochromatosis is estimated to be the cause of 0.3 to 0.8% of all metabolic diseases of Caucasians.^[171]

Overdoses of ingested iron can cause excessive levels of free iron in the blood. High blood levels of free ferrous iron react with peroxides to produce highly reactive free radicals that can damage DNA, proteins, lipids, and other cellular components. Iron toxicity occurs when the cell contains free iron, which generally occurs when iron levels exceed the availability of transferrin to bind the iron. Damage to the cells of the gastrointestinal tract can also prevent them from regulating iron absorption, leading to further increases in blood levels. Iron typically damages cells in the heart, liver and elsewhere, causing adverse effects that include coma, metabolic acidosis, shock, liver failure, coagulopathy, long-term organ damage, and even death.^[172] Humans experience iron toxicity when the iron exceeds 20 milligrams for every kilogram of body mass; 60 milligrams per kilogram is considered a lethal dose.^[173] Overconsumption of iron, often the result of children eating large quantities of ferrous sulfate tablets intended for adult consumption, is one of the most common toxicological causes of death in children under six.^[173] The Dietary Reference Intake (DRI) sets the Tolerable Upper Intake Level (UL) for adults at 45 mg/day. For children under fourteen years old the UL is 40 mg/day.^[174]

The medical management of iron toxicity is complicated, and can include use of a specific chelating agent called deferoxamine to bind and expel excess iron from the body.^{[172][175][176]}

ADHD

Some research has suggested that low thalamic iron levels may play a role in the pathophysiology of ADHD.^[177] Some researchers have found that iron supplementation can be effective especially in the inattentive subtype of the disorder.^[178] One study also showed that iron may be able to decrease the risk of cardiovascular events during treatment with ADHD drugs.^[179]

Some researchers in the 2000s suggested a link between low levels of iron in the blood and ADHD. A 2012 study found no such correlation.^[180]

Cancer

The role of iron in cancer defense can be described as a «double-edged sword» because of its pervasive presence in non-pathological processes.^[181] People having chemotherapy may develop iron deficiency and anemia, for which intravenous iron therapy is used to restore iron levels.^[182] Iron overload, which may occur from high consumption of red meat,^[5] may initiate tumor growth and increase susceptibility to cancer onset,^[182] particularly for colorectal cancer.^[5]

Marine systems

Iron plays an essential role in marine systems and can act as a limiting nutrient for planktonic activity.^[183] Because of this, too much of a decrease in iron may lead to a decrease in growth rates in phytoplanktonic organisms such as diatoms.^[184] Iron can also be oxidized by marine microbes under conditions that are high in iron and low in oxygen.^[185]

Iron can enter marine systems through adjoining rivers and directly from the atmosphere. Once iron enters the ocean, it can be distributed throughout the water column through ocean mixing and through recycling on the cellular level.^[186] In the arctic, sea ice plays a major role in the store and distribution of iron in the ocean, depleting oceanic iron as it freezes in the winter and releasing it back into the water when thawing occurs in the summer.^[187] The iron cycle can fluctuate the forms of iron from aqueous to particle forms altering the availability of iron to primary producers.^[188] Increased light and warmth increases the amount of iron that is in forms that are usable by primary producers.^[189]

See also

• El Mutún in Bolivia, where 10% of the world’s accessible iron ore is located
• Iron and steel industry
• Iron cycle
• Iron nanoparticle
• Iron–platinum nanoparticle
• Iron fertilization – proposed fertilization of oceans to stimulate phytoplankton growth
• Iron-oxidizing bacteria
• List of countries by iron production
• Pelletising – process of creation of iron ore pellets
• Rustproof iron
• Steel

References

Bibliography

Further reading

External links

• It’s Elemental – Iron
• Iron at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Metallurgy for the non-Metallurgist
• Iron by J.B. Calvert

This article is about the metallic element. For other uses, see Iron (disambiguation).

Iron, ₂₆Fe

Iron
Allotropes	see Allotropes of iron
Appearance	lustrous metallic with a grayish tinge
Standard atomic weight Ar°(Fe)
	55.845±0.002 55.845±0.002 (abridged)[1]
Iron in the periodic table
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson – ↑ Fe ↓ Ru manganese ← iron → cobalt
Atomic number (Z)	26
Group	group 8
Period	period 4
Block	d-block
Electron configuration	[Ar] 3d6 4s2
Electrons per shell	2, 8, 14, 2
Physical properties
Phase at STP	solid
Melting point	1811 K ​(1538 °C, ​2800 °F)
Boiling point	3134 K ​(2862 °C, ​5182 °F)
Density (near r.t.)	7.874 g/cm3
when liquid (at m.p.)	6.98 g/cm3
Heat of fusion	13.81 kJ/mol
Heat of vaporization	340 kJ/mol
Molar heat capacity	25.10 J/(mol·K)
Vapor pressure P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 1728 1890 2091 2346 2679 3132
Atomic properties
Oxidation states	−4, −2, −1, 0, +1,[2] +2, +3, +4, +5,[3] +6, +7[4] (an amphoteric oxide)
Electronegativity	Pauling scale: 1.83
Ionization energies	1st: 762.5 kJ/mol 2nd: 1561.9 kJ/mol 3rd: 2957 kJ/mol (more)
Atomic radius	empirical: 126 pm
Covalent radius	Low spin: 132±3 pm High spin: 152±6 pm
Van der Waals radius	194 [1] pm
Spectral lines of iron
Other properties
Natural occurrence	primordial
Crystal structure	​body-centered cubic (bcc) a=286.65 pm
Crystal structure	​face-centered cubic (fcc) between 1185–1667 K; a=364.680 pm
Speed of sound thin rod	5120 m/s (at r.t.) (electrolytic)
Thermal expansion	11.8 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Thermal conductivity	80.4 W/(m⋅K)
Electrical resistivity	96.1 nΩ⋅m (at 20 °C)
Curie point	1043 K
Magnetic ordering	ferromagnetic
Young’s modulus	211 GPa
Shear modulus	82 GPa
Bulk modulus	170 GPa
Poisson ratio	0.29
Mohs hardness	4
Vickers hardness	608 MPa
Brinell hardness	200–1180 MPa
CAS Number	7439-89-6
History
Discovery	before 5000 BC
Symbol	«Fe»: from Latin ferrum
Main isotopes of iron v e
Iso­tope Decay abun­dance half-life (t1/2) mode pro­duct 54Fe 5.85% stable 55Fe syn 2.73 y ε 55Mn 56Fe 91.75% stable 57Fe 2.12% stable 58Fe 0.28% stable 59Fe syn 44.6 d β− 59Co 60Fe trace 2.6×106 y β− 60Co
Category: Iron view talk edit | references

Iron ( or ) is a chemical element with symbol Fe (from Latin: ferrum) and atomic number 26. It is a metal that belongs to the first transition series and group 8 of the periodic table. It is, by mass, the most common element on Earth, just ahead of oxygen (32.1% and 30.1%, respectively), forming much of Earth’s outer and inner core. It is the fourth most common element in the Earth’s crust, being mainly deposited by meteorites in its metallic state, with its ores also being found there.

Extracting usable metal from iron ores requires kilns or furnaces capable of reaching 1,500 °C (2,730 °F) or higher, about 500 °C (932 °F) higher than that required to smelt copper. Humans started to master that process in Eurasia during the 2nd millennium BCE and the use of iron tools and weapons began to displace copper alloys—in some regions, only around 1200 BCE. That event is considered the transition from the Bronze Age to the Iron Age. In the modern world, iron alloys, such as steel, stainless steel, cast iron and special steels, are by far the most common industrial metals, due to their mechanical properties and low cost. The iron and steel industry is thus very important economically, and iron is the cheapest metal, with a price of a few dollars per kilogram or pound.

Pristine and smooth pure iron surfaces are a mirror-like silvery-gray. Iron reacts readily with oxygen and water to produce brown-to-black hydrated iron oxides, commonly known as rust. Unlike the oxides of some other metals that form passivating layers, rust occupies more volume than the metal and thus flakes off, exposing more fresh surfaces for corrosion. High-purity irons (e.g. electrolytic iron) are more resistant to corrosion.

The body of an adult human contains about 4 grams (0.005% body weight) of iron, mostly in hemoglobin and myoglobin. These two proteins play essential roles in vertebrate metabolism, respectively oxygen transport by blood and oxygen storage in muscles. To maintain the necessary levels, human iron metabolism requires a minimum of iron in the diet. Iron is also the metal at the active site of many important redox enzymes dealing with cellular respiration and oxidation and reduction in plants and animals.^[5]

Chemically, the most common oxidation states of iron are iron(II) and iron(III). Iron shares many properties of other transition metals, including the other group 8 elements, ruthenium and osmium. Iron forms compounds in a wide range of oxidation states, −2 to +7. Iron also forms many coordination compounds; some of them, such as ferrocene, ferrioxalate, and Prussian blue have substantial industrial, medical, or research applications.

Characteristics

Allotropes

At least four allotropes of iron (differing atom arrangements in the solid) are known, conventionally denoted α, γ, δ, and ε.

The first three forms are observed at ordinary pressures. As molten iron cools past its freezing point of 1538 °C, it crystallizes into its δ allotrope, which has a body-centered cubic (bcc) crystal structure. As it cools further to 1394 °C, it changes to its γ-iron allotrope, a face-centered cubic (fcc) crystal structure, or austenite. At 912 °C and below, the crystal structure again becomes the bcc α-iron allotrope.^[6]

The physical properties of iron at very high pressures and temperatures have also been studied extensively,^[7][8] because of their relevance to theories about the cores of the Earth and other planets. Above approximately 10 GPa and temperatures of a few hundred kelvin or less, α-iron changes into another hexagonal close-packed (hcp) structure, which is also known as ε-iron. The higher-temperature γ-phase also changes into ε-iron, but does so at higher pressure.

Some controversial experimental evidence exists for a stable β phase at pressures above 50 GPa and temperatures of at least 1500 K. It is supposed to have an orthorhombic or a double hcp structure.^[9] (Confusingly, the term «β-iron» is sometimes also used to refer to α-iron above its Curie point, when it changes from being ferromagnetic to paramagnetic, even though its crystal structure has not changed.^[6])

The inner core of the Earth is generally presumed to consist of an iron-nickel alloy with ε (or β) structure.^[10]

Melting and boiling points

The melting and boiling points of iron, along with its enthalpy of atomization, are lower than those of the earlier 3d elements from scandium to chromium, showing the lessened contribution of the 3d electrons to metallic bonding as they are attracted more and more into the inert core by the nucleus;^[11] however, they are higher than the values for the previous element manganese because that element has a half-filled 3d sub-shell and consequently its d-electrons are not easily delocalized. This same trend appears for ruthenium but not osmium.^[12]

The melting point of iron is experimentally well defined for pressures less than 50 GPa. For greater pressures, published data (as of 2007) still varies by tens of gigapascals and over a thousand kelvin.^[13]

Magnetic properties

Below its Curie point of 770 °C (1,420 °F; 1,040 K), α-iron changes from paramagnetic to ferromagnetic: the spins of the two unpaired electrons in each atom generally align with the spins of its neighbors, creating an overall magnetic field.^[15] This happens because the orbitals of those two electrons (d_z² and d_{x² −. y²}) do not point toward neighboring atoms in the lattice, and therefore are not involved in metallic bonding.^[6]

In the absence of an external source of magnetic field, the atoms get spontaneously partitioned into magnetic domains, about 10 micrometers across,^[16] such that the atoms in each domain have parallel spins, but some domains have other orientations. Thus a macroscopic piece of iron will have a nearly zero overall magnetic field.

Application of an external magnetic field causes the domains that are magnetized in the same general direction to grow at the expense of adjacent ones that point in other directions, reinforcing the external field. This effect is exploited in devices that need to channel magnetic fields to fulfill design function, such as electrical transformers, magnetic recording heads, and electric motors. Impurities, lattice defects, or grain and particle boundaries can «pin» the domains in the new positions, so that the effect persists even after the external field is removed – thus turning the iron object into a (permanent) magnet.^[15]

Similar behavior is exhibited by some iron compounds, such as the ferrites including the mineral magnetite, a crystalline form of the mixed iron(II,III) oxide Fe₃O₄ (although the atomic-scale mechanism, ferrimagnetism, is somewhat different). Pieces of magnetite with natural permanent magnetization (lodestones) provided the earliest compasses for navigation. Particles of magnetite were extensively used in magnetic recording media such as core memories, magnetic tapes, floppies, and disks, until they were replaced by cobalt-based materials.

Isotopes

Iron has four stable isotopes: ⁵⁴Fe (5.845% of natural iron), ⁵⁶Fe (91.754%), ⁵⁷Fe (2.119%) and ⁵⁸Fe (0.282%). 24 artificial isotopes have also been created. Of these stable isotopes, only ⁵⁷Fe has a nuclear spin (−1⁄2). The nuclide ⁵⁴Fe theoretically can undergo double electron capture to ⁵⁴Cr, but the process has never been observed and only a lower limit on the half-life of 3.1×10²² years has been established.^[17]

⁶⁰Fe is an extinct radionuclide of long half-life (2.6 million years).^[18] It is not found on Earth, but its ultimate decay product is its granddaughter, the stable nuclide ⁶⁰Ni.^[17] Much of the past work on isotopic composition of iron has focused on the nucleosynthesis of ⁶⁰Fe through studies of meteorites and ore formation. In the last decade, advances in mass spectrometry have allowed the detection and quantification of minute, naturally occurring variations in the ratios of the stable isotopes of iron. Much of this work is driven by the Earth and planetary science communities, although applications to biological and industrial systems are emerging.^[19]

In phases of the meteorites Semarkona and Chervony Kut, a correlation between the concentration of ⁶⁰Ni, the granddaughter of ⁶⁰Fe, and the abundance of the stable iron isotopes provided evidence for the existence of ⁶⁰Fe at the time of formation of the Solar System. Possibly the energy released by the decay of ⁶⁰Fe, along with that released by ²⁶Al, contributed to the remelting and differentiation of asteroids after their formation 4.6 billion years ago. The abundance of ⁶⁰Ni present in extraterrestrial material may bring further insight into the origin and early history of the Solar System.^[20]

The most abundant iron isotope ⁵⁶Fe is of particular interest to nuclear scientists because it represents the most common endpoint of nucleosynthesis.^[21] Since ⁵⁶Ni (14 alpha particles) is easily produced from lighter nuclei in the alpha process in nuclear reactions in supernovae (see silicon burning process), it is the endpoint of fusion chains inside extremely massive stars, since addition of another alpha particle, resulting in ⁶⁰Zn, requires a great deal more energy. This ⁵⁶Ni, which has a half-life of about 6 days, is created in quantity in these stars, but soon decays by two successive positron emissions within supernova decay products in the supernova remnant gas cloud, first to radioactive ⁵⁶Co, and then to stable ⁵⁶Fe. As such, iron is the most abundant element in the core of red giants, and is the most abundant metal in iron meteorites and in the dense metal cores of planets such as Earth.^[22] It is also very common in the universe, relative to other stable metals of approximately the same atomic weight.^[22][23] Iron is the sixth most abundant element in the universe, and the most common refractory element.^[24]

Although a further tiny energy gain could be extracted by synthesizing ⁶²Ni, which has a marginally higher binding energy than ⁵⁶Fe, conditions in stars are unsuitable for this process. Element production in supernovas greatly favor iron over nickel, and in any case, ⁵⁶Fe still has a lower mass per nucleon than ⁶²Ni due to its higher fraction of lighter protons.^[25] Hence, elements heavier than iron require a supernova for their formation, involving rapid neutron capture by starting ⁵⁶Fe nuclei.^[22]

In the far future of the universe, assuming that proton decay does not occur, cold fusion occurring via quantum tunnelling would cause the light nuclei in ordinary matter to fuse into ⁵⁶Fe nuclei. Fission and alpha-particle emission would then make heavy nuclei decay into iron, converting all stellar-mass objects to cold spheres of pure iron.^[26]

Origin and occurrence in nature

Cosmogenesis

Iron’s abundance in rocky planets like Earth is due to its abundant production during the runaway fusion and explosion of type Ia supernovae, which scatters the iron into space.^[27][28]

Metallic iron

Metallic or native iron is rarely found on the surface of the Earth because it tends to oxidize. However, both the Earth’s inner and outer core, that account for 35% of the mass of the whole Earth, are believed to consist largely of an iron alloy, possibly with nickel. Electric currents in the liquid outer core are believed to be the origin of the Earth’s magnetic field. The other terrestrial planets (Mercury, Venus, and Mars) as well as the Moon are believed to have a metallic core consisting mostly of iron. The M-type asteroids are also believed to be partly or mostly made of metallic iron alloy.

The rare iron meteorites are the main form of natural metallic iron on the Earth’s surface. Items made of cold-worked meteoritic iron have been found in various archaeological sites dating from a time when iron smelting had not yet been developed; and the Inuit in Greenland have been reported to use iron from the Cape York meteorite for tools and hunting weapons.^[29] About 1 in 20 meteorites consist of the unique iron-nickel minerals taenite (35–80% iron) and kamacite (90–95% iron).^[30] Native iron is also rarely found in basalts that have formed from magmas that have come into contact with carbon-rich sedimentary rocks, which have reduced the oxygen fugacity sufficiently for iron to crystallize. This is known as Telluric iron and is described from a few localities, such as Disko Island in West Greenland, Yakutia in Russia and Bühl in Germany.^[31]

Mantle minerals

Ferropericlase (Mg,Fe)O, a solid solution of periclase (MgO) and wüstite (FeO), makes up about 20% of the volume of the lower mantle of the Earth, which makes it the second most abundant mineral phase in that region after silicate perovskite (Mg,Fe)SiO₃; it also is the major host for iron in the lower mantle.^[32] At the bottom of the transition zone of the mantle, the reaction γ-(Mg,Fe)₂[SiO₄] ↔ (Mg,Fe)[SiO₃] + (Mg,Fe)O transforms γ-olivine into a mixture of silicate perovskite and ferropericlase and vice versa. In the literature, this mineral phase of the lower mantle is also often called magnesiowüstite.^[33] Silicate perovskite may form up to 93% of the lower mantle,^[34] and the magnesium iron form, (Mg,Fe)SiO₃, is considered to be the most abundant mineral in the Earth, making up 38% of its volume.^[35]

Earth’s crust

While iron is the most abundant element on Earth, most of this iron is concentrated in the inner and outer cores.^[36][37] The fraction of iron that is in Earth’s crust only amounts to about 5% of the overall mass of the crust and is thus only the fourth most abundant element in that layer (after oxygen, silicon, and aluminium).^[38]

Most of the iron in the crust is combined with various other elements to form many iron minerals. An important class is the iron oxide minerals such as hematite (Fe₂O₃), magnetite (Fe₃O₄), and siderite (FeCO₃), which are the major ores of iron. Many igneous rocks also contain the sulfide minerals pyrrhotite and pentlandite.^[39][40] During weathering, iron tends to leach from sulfide deposits as the sulfate and from silicate deposits as the bicarbonate. Both of these are oxidized in aqueous solution and precipitate in even mildly elevated pH as iron(III) oxide.^[41]

Large deposits of iron are banded iron formations, a type of rock consisting of repeated thin layers of iron oxides alternating with bands of iron-poor shale and chert. The banded iron formations were laid down in the time between 3,700 million years ago and 1,800 million years ago.^[42][43]

Materials containing finely ground iron(III) oxides or oxide-hydroxides, such as ochre, have been used as yellow, red, and brown pigments since pre-historical times. They contribute as well to the color of various rocks and clays, including entire geological formations like the Painted Hills in Oregon and the Buntsandstein («colored sandstone», British Bunter).^[44] Through Eisensandstein (a jurassic ‘iron sandstone’, e.g. from Donzdorf in Germany)^[45] and Bath stone in the UK, iron compounds are responsible for the yellowish color of many historical buildings and sculptures.^[46] The proverbial red color of the surface of Mars is derived from an iron oxide-rich regolith.^[47]

Significant amounts of iron occur in the iron sulfide mineral pyrite (FeS₂), but it is difficult to extract iron from it and it is therefore not exploited.^[48] In fact, iron is so common that production generally focuses only on ores with very high quantities of it.^[49]

According to the International Resource Panel’s Metal Stocks in Society report, the global stock of iron in use in society is 2,200 kg per capita. More-developed countries differ in this respect from less-developed countries (7,000–14,000 vs 2,000 kg per capita).^[50]

Oceans

Ocean science demonstrated the role of the iron in the ancient seas in both marine biota and climate.^[51]

Chemistry and compounds

Oxidation state	Representative compound
−2 (d10)	Disodium tetracarbonylferrate (Collman’s reagent)
−1 (d9)	Fe 2(CO)2− 8
0 (d8)	Iron pentacarbonyl
1 (d7)	Cyclopentadienyliron dicarbonyl dimer («Fp2«)
2 (d6)	Ferrous sulfate, ferrocene
3 (d5)	Ferric chloride, ferrocenium tetrafluoroborate
4 (d4)	Fe(diars) 2Cl2+ 2, Ferryl tetrafluoroborate
5 (d3)	FeO3− 4
6 (d2)	Potassium ferrate
7 (d1)	[FeO4]– (matrix isolation, 4K)

Iron shows the characteristic chemical properties of the transition metals, namely the ability to form variable oxidation states differing by steps of one and a very large coordination and organometallic chemistry: indeed, it was the discovery of an iron compound, ferrocene, that revolutionalized the latter field in the 1950s.^[52] Iron is sometimes considered as a prototype for the entire block of transition metals, due to its abundance and the immense role it has played in the technological progress of humanity.^[53] Its 26 electrons are arranged in the configuration [Ar]3d⁶4s², of which the 3d and 4s electrons are relatively close in energy, and thus a number of electrons can be ionized.^[12]

Iron forms compounds mainly in the oxidation states +2 (iron(II), «ferrous») and +3 (iron(III), «ferric»). Iron also occurs in higher oxidation states, e.g., the purple potassium ferrate (K₂FeO₄), which contains iron in its +6 oxidation state. The anion [FeO₄]^– with iron in its +7 oxidation state, along with an iron(V)-peroxo isomer, has been detected by infrared spectroscopy at 4 K after cocondensation of laser-ablated Fe atoms with a mixture of O₂/Ar.^[54] Iron(IV) is a common intermediate in many biochemical oxidation reactions.^[55][56] Numerous organoiron compounds contain formal oxidation states of +1, 0, −1, or even −2. The oxidation states and other bonding properties are often assessed using the technique of Mössbauer spectroscopy.^[57] Many mixed valence compounds contain both iron(II) and iron(III) centers, such as magnetite and Prussian blue (Fe₄(Fe[CN]₆)₃).^[56] The latter is used as the traditional «blue» in blueprints.^[58]

Iron is the first of the transition metals that cannot reach its group oxidation state of +8, although its heavier congeners ruthenium and osmium can, with ruthenium having more difficulty than osmium.^[6] Ruthenium exhibits an aqueous cationic chemistry in its low oxidation states similar to that of iron, but osmium does not, favoring high oxidation states in which it forms anionic complexes.^[6] In the second half of the 3d transition series, vertical similarities down the groups compete with the horizontal similarities of iron with its neighbors cobalt and nickel in the periodic table, which are also ferromagnetic at room temperature and share similar chemistry. As such, iron, cobalt, and nickel are sometimes grouped together as the iron triad.^[53]

Unlike many other metals, iron does not form amalgams with mercury. As a result, mercury is traded in standardized 76 pound flasks (34 kg) made of iron.^[59]

Iron is by far the most reactive element in its group; it is pyrophoric when finely divided and dissolves easily in dilute acids, giving Fe²⁺. However, it does not react with concentrated nitric acid and other oxidizing acids due to the formation of an impervious oxide layer, which can nevertheless react with hydrochloric acid.^[6] High-purity iron, called electrolytic iron, is considered to be resistant to rust, due to its oxide layer.

Binary compounds

Oxides and sulfides

Iron forms various oxide and hydroxide compounds; the most common are iron(II,III) oxide (Fe₃O₄), and iron(III) oxide (Fe₂O₃). Iron(II) oxide also exists, though it is unstable at room temperature. Despite their names, they are actually all non-stoichiometric compounds whose compositions may vary.^[60] These oxides are the principal ores for the production of iron (see bloomery and blast furnace). They are also used in the production of ferrites, useful magnetic storage media in computers, and pigments. The best known sulfide is iron pyrite (FeS₂), also known as fool’s gold owing to its golden luster.^[56] It is not an iron(IV) compound, but is actually an iron(II) polysulfide containing Fe²⁺ and S²⁻
₂ ions in a distorted sodium chloride structure.^[60]

Halides

The binary ferrous and ferric halides are well-known. The ferrous halides typically arise from treating iron metal with the corresponding hydrohalic acid to give the corresponding hydrated salts.^[56]

Fe + 2 HX → FeX₂ + H₂ (X = F, Cl, Br, I)

Iron reacts with fluorine, chlorine, and bromine to give the corresponding ferric halides, ferric chloride being the most common.^[61]

2 Fe + 3 X₂ → 2 FeX₃ (X = F, Cl, Br)

Ferric iodide is an exception, being thermodynamically unstable due to the oxidizing power of Fe³⁺ and the high reducing power of I⁻:^[61]

2 I⁻ + 2 Fe³⁺ → I₂ + 2 Fe²⁺ (E⁰ = +0.23 V)

Ferric iodide, a black solid, is not stable in ordinary conditions, but can be prepared through the reaction of iron pentacarbonyl with iodine and carbon monoxide in the presence of hexane and light at the temperature of −20 °C, with oxygen and water excluded.^[61]Complexes of ferric iodide with some soft bases are known to be stable compounds.^[62][63]

Solution chemistry

The standard reduction potentials in acidic aqueous solution for some common iron ions are given below:^[6]

[Fe(H2O)6]2+ + 2 e−	⇌ Fe	E0 = −0.447 V
[Fe(H2O)6]3+ + e−	⇌ [Fe(H2O)6]2+	E0 = +0.77 V
FeO2− 4 + 8 H3O+ + 3 e−	⇌ [Fe(H2O)6]3+ + 6 H2O	E0 = +2.20 V

The red-purple tetrahedral ferrate(VI) anion is such a strong oxidizing agent that it oxidizes ammonia to nitrogen (N₂) and water to oxygen^[61]

4 FeO²⁻
₄ + 34 H
₂O → 4 [Fe(H₂O)₆]³⁺ + 20 OH⁻
+ 3 O₂

The pale-violet hexaquo complex [Fe(H₂O)₆]³⁺ is an acid such that above above pH 0 it is fully hydrolyzed:^[64]

[Fe(H2O)6]3+	⇌ [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H+	K = 10−3.05 mol dm−3
[Fe(H2O)5(OH)]2+	⇌ [Fe(H2O)4(OH)2]+ + H+	K = 10−3.26 mol dm−3
2[Fe(H2O)6]3+	⇌ [Fe(H2O)4(OH)]4+2 + 2H+ + 2H2O	K = 10−2.91 mol dm−3

As pH rises above 0 the above yellow hydrolyzed species form and as it rises above 2–3, reddish-brown hydrous iron(III) oxide precipitates out of solution. Although Fe³⁺ has a d⁵ configuration, its absorption spectrum is not like that of Mn²⁺ with its weak, spin-forbidden d–d bands, because Fe³⁺ has higher positive charge and is more polarizing, lowering the energy of its ligand-to-metal charge transfer absorptions. Thus, all the above complexes are rather strongly colored, with the single exception of the hexaquo ion – and even that has a spectrum dominated by charge transfer in the near ultraviolet region.^[64] On the other hand, the pale green iron(II) hexaquo ion [Fe(H₂O)₆]²⁺ does not undergo appreciable hydrolysis. Carbon dioxide is not evolved when carbonate anions are added, which instead results in white iron(II) carbonate being precipitated out. In excess carbon dioxide this forms the slightly soluble bicarbonate, which occurs commonly in groundwater, but it oxidises quickly in air to form iron(III) oxide that accounts for the brown deposits present in a sizeable number of streams.^[65]

Coordination compounds

Due to its electronic structure, iron has a very large coordination and organometallic chemistry.

Many coordination compounds of iron are known. A typical six-coordinate anion is hexachloroferrate(III), [FeCl₆]³⁻, found in the mixed salt tetrakis(methylammonium) hexachloroferrate(III) chloride.^[66][67] Complexes with multiple bidentate ligands have geometric isomers. For example, the trans-chlorohydridobis(bis-1,2-(diphenylphosphino)ethane)iron(II) complex is used as a starting material for compounds with the Fe(dppe)₂ moiety.^[68][69] The ferrioxalate ion with three oxalate ligands (shown at right) displays helical chirality with its two non-superposable geometries labelled Λ (lambda) for the left-handed screw axis and Δ (delta) for the right-handed screw axis, in line with IUPAC conventions.^[64] Potassium ferrioxalate is used in chemical actinometry and along with its sodium salt undergoes photoreduction applied in old-style photographic processes. The dihydrate of iron(II) oxalate has a polymeric structure with co-planar oxalate ions bridging between iron centres with the water of crystallisation located forming the caps of each octahedron, as illustrated below.^[70]

Iron(III) complexes are quite similar to those of chromium(III) with the exception of iron(III)’s preference for O-donor instead of N-donor ligands. The latter tend to be rather more unstable than iron(II) complexes and often dissociate in water. Many Fe–O complexes show intense colors and are used as tests for phenols or enols. For example, in the ferric chloride test, used to determine the presence of phenols, iron(III) chloride reacts with a phenol to form a deep violet complex:^[64]

3 ArOH + FeCl₃ → Fe(OAr)₃ + 3 HCl (Ar = aryl)

Among the halide and pseudohalide complexes, fluoro complexes of iron(III) are the most stable, with the colorless [FeF₅(H₂O)]²⁻ being the most stable in aqueous solution. Chloro complexes are less stable and favor tetrahedral coordination as in [FeCl₄]⁻; [FeBr₄]⁻ and [FeI₄]⁻ are reduced easily to iron(II). Thiocyanate is a common test for the presence of iron(III) as it forms the blood-red [Fe(SCN)(H₂O)₅]²⁺. Like manganese(II), most iron(III) complexes are high-spin, the exceptions being those with ligands that are high in the spectrochemical series such as cyanide. An example of a low-spin iron(III) complex is [Fe(CN)₆]³⁻. Iron shows a great variety of electronic spin states, including every possible spin quantum number value for a d-block element from 0 (diamagnetic) to 5⁄2 (5 unpaired electrons). This value is always half the number of unpaired electrons. Complexes with zero to two unpaired electrons are considered low-spin and those with four or five are considered high-spin.^[60]

Iron(II) complexes are less stable than iron(III) complexes but the preference for O-donor ligands is less marked, so that for example [Fe(NH₃)₆]²⁺ is known while [Fe(NH₃)₆]³⁺ is not. They have a tendency to be oxidized to iron(III) but this can be moderated by low pH and the specific ligands used.^[65]

Organometallic compounds

Organoiron chemistry is the study of organometallic compounds of iron, where carbon atoms are covalently bound to the metal atom. They are many and varied, including cyanide complexes, carbonyl complexes, sandwich and half-sandwich compounds.

Prussian blue or «ferric ferrocyanide», Fe₄[Fe(CN)₆]₃, is an old and well-known iron-cyanide complex, extensively used as pigment and in several other applications. Its formation can be used as a simple wet chemistry test to distinguish between aqueous solutions of Fe²⁺ and Fe³⁺ as they react (respectively) with potassium ferricyanide and potassium ferrocyanide to form Prussian blue.^[56]

Another old example of an organoiron compound is iron pentacarbonyl, Fe(CO)₅, in which a neutral iron atom is bound to the carbon atoms of five carbon monoxide molecules. The compound can be used to make carbonyl iron powder, a highly reactive form of metallic iron. Thermolysis of iron pentacarbonyl gives triiron dodecacarbonyl, Fe₃(CO)₁₂, a complex with a cluster of three iron atoms at its core. Collman’s reagent, disodium tetracarbonylferrate, is a useful reagent for organic chemistry; it contains iron in the −2 oxidation state. Cyclopentadienyliron dicarbonyl dimer contains iron in the rare +1 oxidation state.^[71]

A landmark in this field was the discovery in 1951 of the remarkably stable sandwich compound ferrocene Fe(C₅H₅)₂, by Pauson and Kealy^[72] and independently by Miller and colleagues,^[73] whose surprising molecular structure was determined only a year later by Woodward and Wilkinson^[74] and Fischer.^[75]
Ferrocene is still one of the most important tools and models in this class.^[76]

Iron-centered organometallic species are used as catalysts. The Knölker complex, for example, is a transfer hydrogenation catalyst for ketones.^[77]

Industrial uses

The iron compounds produced on the largest scale in industry are iron(II) sulfate (FeSO₄·7H₂O) and iron(III) chloride (FeCl₃). The former is one of the most readily available sources of iron(II), but is less stable to aerial oxidation than Mohr’s salt ((NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6H₂O). Iron(II) compounds tend to be oxidized to iron(III) compounds in the air.^[56]

History

Development of iron metallurgy

Iron is one of the elements undoubtedly known to the ancient world.^[78] It has been worked, or wrought, for millennia. However, iron artefacts of great age are much rarer than objects made of gold or silver due to the ease with which iron corrodes.^[79] The technology developed slowly, and even after the discovery of smelting it took many centuries for iron to replace bronze as the metal of choice for tools and weapons.

Meteoritic iron

Beads made from meteoric iron in 3500 BC or earlier were found in Gerzeh, Egypt by G.A. Wainwright.^[80] The beads contain 7.5% nickel, which is a signature of meteoric origin since iron found in the Earth’s crust generally has only minuscule nickel impurities.

Meteoric iron was highly regarded due to its origin in the heavens and was often used to forge weapons and tools.^[80] For example, a dagger made of meteoric iron was found in the tomb of Tutankhamun, containing similar proportions of iron, cobalt, and nickel to a meteorite discovered in the area, deposited by an ancient meteor shower.^[81][82][83] Items that were likely made of iron by Egyptians date from 3000 to 2500 BC.^[79]

Meteoritic iron is comparably soft and ductile and easily cold forged but may get brittle when heated because of the nickel content.^[84]

Wrought iron

The first iron production started in the Middle Bronze Age, but it took several centuries before iron displaced bronze. Samples of smelted iron from Asmar, Mesopotamia and Tall Chagar Bazaar in northern Syria were made sometime between 3000 and 2700 BC.^[85] The Hittites established an empire in north-central Anatolia around 1600 BC. They appear to be the first to understand the production of iron from its ores and regard it highly in their society.^[86] The Hittites began to smelt iron between 1500 and 1200 BC and the practice spread to the rest of the Near East after their empire fell in 1180 BC.^[85] The subsequent period is called the Iron Age.

Artifacts of smelted iron are found in India dating from 1800 to 1200 BC,^[87] and in the Levant from about 1500 BC (suggesting smelting in Anatolia or the Caucasus).^[88][89] Alleged references (compare history of metallurgy in South Asia) to iron in the Indian Vedas have been used for claims of a very early usage of iron in India respectively to date the texts as such. The rigveda term ayas (metal) refers to copper, while iron which is called as śyāma ayas, literally «black copper», first is mentioned in the post-rigvedic Atharvaveda.^[90]

Some archaeological evidence suggests iron was smelted in Zimbabwe and southeast Africa as early as the eighth century BC.^[91] Iron working was introduced to Greece in the late 11th century BC, from which it spread quickly throughout Europe.^[92]

The spread of ironworking in Central and Western Europe is associated with Celtic expansion. According to Pliny the Elder, iron use was common in the Roman era.^[80] In the lands of what is now considered China, iron appears approximately 700–500 BC.^[93] Iron smelting may have been introduced into China through Central Asia.^[94] The earliest evidence of the use of a blast furnace in China dates to the 1st century AD,^[95] and cupola furnaces were used as early as the Warring States period (403–221 BC).^[96] Usage of the blast and cupola furnace remained widespread during the Tang and Song dynasties.^[97]

During the Industrial Revolution in Britain, Henry Cort began refining iron from pig iron to wrought iron (or bar iron) using innovative production systems. In 1783 he patented the puddling process for refining iron ore. It was later improved by others, including Joseph Hall.^[98]

Cast iron

Cast iron was first produced in China during 5th century BC,^[99] but was hardly in Europe until the medieval period.^[100][101] The earliest cast iron artifacts were discovered by archaeologists in what is now modern Luhe County, Jiangsu in China. Cast iron was used in ancient China for warfare, agriculture, and architecture.^[102] During the medieval period, means were found in Europe of producing wrought iron from cast iron (in this context known as pig iron) using finery forges. For all these processes, charcoal was required as fuel.^[103]

Medieval blast furnaces were about 10 feet (3.0 m) tall and made of fireproof brick; forced air was usually provided by hand-operated bellows.^[101] Modern blast furnaces have grown much bigger, with hearths fourteen meters in diameter that allow them to produce thousands of tons of iron each day, but essentially operate in much the same way as they did during medieval times.^[103]

In 1709, Abraham Darby I established a coke-fired blast furnace to produce cast iron, replacing charcoal, although continuing to use blast furnaces. The ensuing availability of inexpensive iron was one of the factors leading to the Industrial Revolution. Toward the end of the 18th century, cast iron began to replace wrought iron for certain purposes, because it was cheaper. Carbon content in iron was not implicated as the reason for the differences in properties of wrought iron, cast iron, and steel until the 18th century.^[85]

Since iron was becoming cheaper and more plentiful, it also became a major structural material following the building of the innovative first iron bridge in 1778. This bridge still stands today as a monument to the role iron played in the Industrial Revolution. Following this, iron was used in rails, boats, ships, aqueducts, and buildings, as well as in iron cylinders in steam engines.^[103] Railways have been central to the formation of modernity and ideas of progress^[104] and various languages refer to railways as iron road (e.g. French chemin de fer, German Eisenbahn, Turkish demiryolu, Russian железная дорога, Chinese, Japanese, and Korean 鐵道, Vietnamese đường sắt).

Steel

Steel (with smaller carbon content than pig iron but more than wrought iron) was first produced in antiquity by using a bloomery. Blacksmiths in Luristan in western Persia were making good steel by 1000 BC.^[85] Then improved versions, Wootz steel by India and Damascus steel were developed around 300 BC and AD 500 respectively. These methods were specialized, and so steel did not become a major commodity until the 1850s.^[105]

New methods of producing it by carburizing bars of iron in the cementation process were devised in the 17th century. In the Industrial Revolution, new methods of producing bar iron without charcoal were devised and these were later applied to produce steel. In the late 1850s, Henry Bessemer invented a new steelmaking process, involving blowing air through molten pig iron, to produce mild steel. This made steel much more economical, thereby leading to wrought iron no longer being produced in large quantities.^[106]

Foundations of modern chemistry

In 1774, Antoine Lavoisier used the reaction of water steam with metallic iron inside an incandescent iron tube to produce hydrogen in his experiments leading to the demonstration of the conservation of mass, which was instrumental in changing chemistry from a qualitative science to a quantitative one.^[107]

Symbolic role

Iron plays a certain role in mythology and has found various usage as a metaphor and in folklore. The Greek poet Hesiod’s Works and Days (lines 109–201) lists different ages of man named after metals like gold, silver, bronze and iron to account for successive ages of humanity.^[108] The Iron Age was closely related with Rome, and in Ovid’s Metamorphoses

The Virtues, in despair, quit the earth; and the depravity of man becomes universal and complete. Hard steel succeeded then.

An example of the importance of iron’s symbolic role may be found in the German Campaign of 1813. Frederick William III commissioned then the first Iron Cross as military decoration. Berlin iron jewellery reached its peak production between 1813 and 1815, when the Prussian royal family urged citizens to donate gold and silver jewellery for military funding. The inscription Gold gab ich für Eisen (I gave gold for iron) was used as well in later war efforts.^[109]

Production of metallic iron

Laboratory routes

For a few limited purposes when it is needed, pure iron is produced in the laboratory in small quantities by reducing the pure oxide or hydroxide with hydrogen, or forming iron pentacarbonyl and heating it to 250 °C so that it decomposes to form pure iron powder.^[41] Another method is electrolysis of ferrous chloride onto an iron cathode.^[110]

Main industrial route

Iron production 2009 (million tonnes)^{[111][dubious – discuss]}

Country	Iron ore	Pig iron	Direct iron	Steel
China	1,114.9	549.4		573.6
Australia	393.9	4.4		5.2
Brazil	305.0	25.1	0.011	26.5
Japan		66.9		87.5
India	257.4	38.2	23.4	63.5
Russia	92.1	43.9	4.7	60.0
Ukraine	65.8	25.7		29.9
South Korea	0.1	27.3		48.6
Germany	0.4	20.1	0.38	32.7
World	1,594.9	914.0	64.5	1,232.4

Nowadays, the industrial production of iron or steel consists of two main stages. In the first stage, iron ore is reduced with coke in a blast furnace, and the molten metal is separated from gross impurities such as silicate minerals. This stage yields an alloy—pig iron—that contains relatively large amounts of carbon. In the second stage, the amount of carbon in the pig iron is lowered by oxidation to yield wrought iron, steel, or cast iron.^[112] Other metals can be added at this stage to form alloy steels.

Blast furnace processing

The blast furnace is loaded with iron ores, usually hematite Fe₂O₃ or magnetite Fe₃O₄, along with coke (coal that has been separately baked to remove volatile components) and flux (limestone or dolomite). «Blasts» of air pre-heated to 900 °C (sometimes with oxygen enrichment) is blown through the mixture, in sufficient amount to turn the carbon into carbon monoxide:^[112]

This reaction raises the temperature to about 2000 °C. The carbon monoxide reduces the iron ore to metallic iron^[112]

Some iron in the high-temperature lower region of the furnace reacts directly with the coke:^[112]

The flux removes silicaceous minerals in the ore, which would otherwise clog the furnace: The heat of the furnace decomposes the carbonates to calcium oxide, which reacts with any excess silica to form a slag composed of calcium silicate CaSiO₃ or other products. At the furnace’s temperature, the metal and the slag are both molten. They collect at the bottom as two immiscible liquid layers (with the slag on top), that are then easily separated.^[112] The slag can be used as a material in road construction or to improve mineral-poor soils for agriculture.^[101]

Steelmaking thus remains one of the largest industrial contributors of CO₂ emissions in the world.^[114]

Steelmaking

The pig iron produced by the blast furnace process contains up to 4–5% carbon (by mass), with small amounts of other impurities like sulfur, magnesium, phosphorus, and manganese. This high level of carbon makes it relatively weak and brittle. Reducing the amount of carbon to 0.002–2.1% produces steel, which may be up to 1000 times harder than pure iron. A great variety of steel articles can then be made by cold working, hot rolling, forging, machining, etc. Removing the impurities from pig iron, but leaving 2–4% carbon, results in cast iron, which is cast by foundries into articles such as stoves, pipes, radiators, lamp-posts, and rails.^[112]

Steel products often undergo various heat treatments after they are forged to shape. Annealing consists of heating them to 700–800 °C for several hours and then gradual cooling. It makes the steel softer and more workable.^[115]

Direct iron reduction

Owing to environmental concerns, alternative methods of processing iron have been developed. «Direct iron reduction» reduces iron ore to a ferrous lump called «sponge» iron or «direct» iron that is suitable for steelmaking.^[101] Two main reactions comprise the direct reduction process:

Natural gas is partially oxidized (with heat and a catalyst):^[101]

Iron ore is then treated with these gases in a furnace, producing solid sponge iron:^[101]

Silica is removed by adding a limestone flux as described above.^[101]

Thermite process

Ignition of a mixture of aluminium powder and iron oxide yields metallic iron via the thermite reaction:

Alternatively pig iron may be made into steel (with up to about 2% carbon) or wrought iron (commercially pure iron). Various processes have been used for this, including finery forges, puddling furnaces, Bessemer converters, open hearth furnaces, basic oxygen furnaces, and electric arc furnaces. In all cases, the objective is to oxidize some or all of the carbon, together with other impurities. On the other hand, other metals may be added to make alloy steels.^[103]

Applications

As structural material

Iron is the most widely used of all the metals, accounting for over 90% of worldwide metal production. Its low cost and high strength often make it the material of choice to withstand stress or transmit forces, such as the construction of machinery and machine tools, rails, automobiles, ship hulls, concrete reinforcing bars, and the load-carrying framework of buildings. Since pure iron is quite soft, it is most commonly combined with alloying elements to make steel.^[116]

Mechanical properties

Characteristic values of tensile strength (TS) and Brinell hardness (BH) of various forms of iron.^[117][118]

Material	TS (MPa)	BH (Brinell)
Iron whiskers	11000
Ausformed (hardened) steel	2930	850–1200
Martensitic steel	2070	600
Bainitic steel	1380	400
Pearlitic steel	1200	350
Cold-worked iron	690	200
Small-grain iron	340	100
Carbon-containing iron	140	40
Pure, single-crystal iron	10	3

The mechanical properties of iron and its alloys are extremely relevant to their structural applications. Those properties can be evaluated in various ways, including the Brinell test, the Rockwell test and the Vickers hardness test.

The properties of pure iron are often used to calibrate measurements or to compare tests.^[118][119] However, the mechanical properties of iron are significantly affected by the sample’s purity: pure, single crystals of iron are actually softer than aluminium,^[117] and the purest industrially produced iron (99.99%) has a hardness of 20–30 Brinell.^[120] The pure iron (99.9%～99.999%), especially called electrolytic iron, is industrially produced by electrolytic refining.

An increase in the carbon content will cause a significant increase in the hardness and tensile strength of iron. Maximum hardness of 65 R_c is achieved with a 0.6% carbon content, although the alloy has low tensile strength.^[121] Because of the softness of iron, it is much easier to work with than its heavier congeners ruthenium and osmium.^[12]

Types of steels and alloys

α-Iron is a fairly soft metal that can dissolve only a small concentration of carbon (no more than 0.021% by mass at 910 °C).^[122] Austenite (γ-iron) is similarly soft and metallic but can dissolve considerably more carbon (as much as 2.04% by mass at 1146 °C). This form of iron is used in the type of stainless steel used for making cutlery, and hospital and food-service equipment.^[16]

Commercially available iron is classified based on purity and the abundance of additives. Pig iron has 3.5–4.5% carbon^[123] and contains varying amounts of contaminants such as sulfur, silicon and phosphorus. Pig iron is not a saleable product, but rather an intermediate step in the production of cast iron and steel. The reduction of contaminants in pig iron that negatively affect material properties, such as sulfur and phosphorus, yields cast iron containing 2–4% carbon, 1–6% silicon, and small amounts of manganese.^[112] Pig iron has a melting point in the range of 1420–1470 K, which is lower than either of its two main components, and makes it the first product to be melted when carbon and iron are heated together.^[6] Its mechanical properties vary greatly and depend on the form the carbon takes in the alloy.^[12]

«White» cast irons contain their carbon in the form of cementite, or iron carbide (Fe₃C).^[12] This hard, brittle compound dominates the mechanical properties of white cast irons, rendering them hard, but unresistant to shock. The broken surface of a white cast iron is full of fine facets of the broken iron carbide, a very pale, silvery, shiny material, hence the appellation. Cooling a mixture of iron with 0.8% carbon slowly below 723 °C to room temperature results in separate, alternating layers of cementite and α-iron, which is soft and malleable and is called pearlite for its appearance. Rapid cooling, on the other hand, does not allow time for this separation and creates hard and brittle martensite. The steel can then be tempered by reheating to a temperature in between, changing the proportions of pearlite and martensite. The end product below 0.8% carbon content is a pearlite-αFe mixture, and that above 0.8% carbon content is a pearlite-cementite mixture.^[12]

In gray iron the carbon exists as separate, fine flakes of graphite, and also renders the material brittle due to the sharp edged flakes of graphite that produce stress concentration sites within the material.^[124] A newer variant of gray iron, referred to as ductile iron, is specially treated with trace amounts of magnesium to alter the shape of graphite to spheroids, or nodules, reducing the stress concentrations and vastly increasing the toughness and strength of the material.^[124]

Wrought iron contains less than 0.25% carbon but large amounts of slag that give it a fibrous characteristic.^[123] It is a tough, malleable product, but not as fusible as pig iron. If honed to an edge, it loses it quickly. Wrought iron is characterized by the presence of fine fibers of slag entrapped within the metal. Wrought iron is more corrosion resistant than steel. It has been almost completely replaced by mild steel for traditional «wrought iron» products and blacksmithing.

Mild steel corrodes more readily than wrought iron, but is cheaper and more widely available. Carbon steel contains 2.0% carbon or less,^[125] with small amounts of manganese, sulfur, phosphorus, and silicon. Alloy steels contain varying amounts of carbon as well as other metals, such as chromium, vanadium, molybdenum, nickel, tungsten, etc. Their alloy content raises their cost, and so they are usually only employed for specialist uses. One common alloy steel, though, is stainless steel. Recent developments in ferrous metallurgy have produced a growing range of microalloyed steels, also termed ‘HSLA’ or high-strength, low alloy steels, containing tiny additions to produce high strengths and often spectacular toughness at minimal cost.^{[125][126][127]}

Alloys with high purity elemental makeups (such as alloys of electrolytic iron) have specifically enhanced properties such as ductility, tensile strength, toughness, fatigue strength, heat resistance, and corrosion resistance.

Apart from traditional applications, iron is also used for protection from ionizing radiation. Although it is lighter than another traditional protection material, lead, it is much stronger mechanically. The attenuation of radiation as a function of energy is shown in the graph.^[128]

The main disadvantage of iron and steel is that pure iron, and most of its alloys, suffer badly from rust if not protected in some way, a cost amounting to over 1% of the world’s economy.^[129] Painting, galvanization, passivation, plastic coating and bluing are all used to protect iron from rust by excluding water and oxygen or by cathodic protection. The mechanism of the rusting of iron is as follows:^[129]

Cathode: 3 O₂ + 6 H₂O + 12 e⁻ → 12 OH⁻

Anode: 4 Fe → 4 Fe²⁺ + 8 e⁻; 4 Fe²⁺ → 4 Fe³⁺ + 4 e⁻

Overall: 4 Fe + 3 O₂ + 6 H₂O → 4 Fe³⁺ + 12 OH⁻ → 4 Fe(OH)₃ or 4 FeO(OH) + 4 H₂O

The electrolyte is usually iron(II) sulfate in urban areas (formed when atmospheric sulfur dioxide attacks iron), and salt particles in the atmosphere in seaside areas.^[129]

Catalysts and reagents

Because Fe is inexpensive and nontoxic, much effort has been devoted to the development of Fe-based catalysts and reagents. Iron is however less common as a catalyst in commercial processes than more expensive metals.^[130] In biology, Fe-containing enzymes are pervasive.^[131]

Iron catalysts are traditionally used in the Haber–Bosch process for the production of ammonia and the Fischer–Tropsch process for conversion of carbon monoxide to hydrocarbons for fuels and lubricants.^[132] Powdered iron in an acidic medium is used in the Bechamp reduction, the conversion of nitrobenzene to aniline.^[133]

Iron compounds

Iron(III) oxide mixed with aluminium powder can be ignited to create a thermite reaction, used in welding large iron parts (like rails) and purifying ores. Iron(III) oxide and oxyhydroxide are used as reddish and ocher pigments.

Iron(III) chloride finds use in water purification and sewage treatment, in the dyeing of cloth, as a coloring agent in paints, as an additive in animal feed, and as an etchant for copper in the manufacture of printed circuit boards.^[134] It can also be dissolved in alcohol to form tincture of iron, which is used as a medicine to stop bleeding in canaries.^[135]

Iron(II) sulfate is used as a precursor to other iron compounds. It is also used to reduce chromate in cement. It is used to fortify foods and treat iron deficiency anemia. Iron(III) sulfate is used in settling minute sewage particles in tank water. Iron(II) chloride is used as a reducing flocculating agent, in the formation of iron complexes and magnetic iron oxides, and as a reducing agent in organic synthesis.^[134]

Sodium nitroprusside is a drug used as a vasodilator. It is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines.^[136]

Biological and pathological role

Iron is required for life.^{[5][137][138]} The iron–sulfur clusters are pervasive and include nitrogenase, the enzymes responsible for biological nitrogen fixation. Iron-containing proteins participate in transport, storage and used of oxygen.^[5] Iron proteins are involved in electron transfer.^[139]

Examples of iron-containing proteins in higher organisms include hemoglobin, cytochrome (see high-valent iron), and catalase.^[5][140] The average adult human contains about 0.005% body weight of iron, or about four grams, of which three quarters is in hemoglobin – a level that remains constant despite only about one milligram of iron being absorbed each day,^[139] because the human body recycles its hemoglobin for the iron content.^[141]

Microbial growth may be assisted by oxidation of iron(II) or by reduction of iron (III).^[142]

Biochemistry

Iron acquisition poses a problem for aerobic organisms because ferric iron is poorly soluble near neutral pH. Thus, these organisms have developed means to absorb iron as complexes, sometimes taking up ferrous iron before oxidising it back to ferric iron.^[5] In particular, bacteria have evolved very high-affinity sequestering agents called siderophores.^{[143][144][145]}

After uptake in human cells, iron storage is precisely regulated.^[5][146] A major component of this regulation is the protein transferrin, which binds iron ions absorbed from the duodenum and carries it in the blood to cells.^[5][147] Transferrin contains Fe³⁺ in the middle of a distorted octahedron, bonded to one nitrogen, three oxygens and a chelating carbonate anion that traps the Fe³⁺ ion: it has such a high stability constant that it is very effective at taking up Fe³⁺ ions even from the most stable complexes. At the bone marrow, transferrin is reduced from Fe³⁺ and Fe²⁺ and stored as ferritin to be incorporated into hemoglobin.^[139]

The most commonly known and studied bioinorganic iron compounds (biological iron molecules) are the heme proteins: examples are hemoglobin, myoglobin, and cytochrome P450.^[5] These compounds participate in transporting gases, building enzymes, and transferring electrons.^[139] Metalloproteins are a group of proteins with metal ion cofactors. Some examples of iron metalloproteins are ferritin and rubredoxin.^[139] Many enzymes vital to life contain iron, such as catalase,^[148] lipoxygenases,^[149] and IRE-BP.^[150]

Hemoglobin is an oxygen carrier that occurs in red blood cells and contributes their color, transporting oxygen in the arteries from the lungs to the muscles where it is transferred to myoglobin, which stores it until it is needed for the metabolic oxidation of glucose, generating energy.^[5] Here the hemoglobin binds to carbon dioxide, produced when glucose is oxidized, which is transported through the veins by hemoglobin (predominantly as bicarbonate anions) back to the lungs where it is exhaled.^[139] In hemoglobin, the iron is in one of four heme groups and has six possible coordination sites; four are occupied by nitrogen atoms in a porphyrin ring, the fifth by an imidazole nitrogen in a histidine residue of one of the protein chains attached to the heme group, and the sixth is reserved for the oxygen molecule it can reversibly bind to.^[139] When hemoglobin is not attached to oxygen (and is then called deoxyhemoglobin), the Fe²⁺ ion at the center of the heme group (in the hydrophobic protein interior) is in a high-spin configuration. It is thus too large to fit inside the porphyrin ring, which bends instead into a dome with the Fe²⁺ ion about 55 picometers above it. In this configuration, the sixth coordination site reserved for the oxygen is blocked by another histidine residue.^[139]

When deoxyhemoglobin picks up an oxygen molecule, this histidine residue moves away and returns once the oxygen is securely attached to form a hydrogen bond with it. This results in the Fe²⁺ ion switching to a low-spin configuration, resulting in a 20% decrease in ionic radius so that now it can fit into the porphyrin ring, which becomes planar.^[139] (Additionally, this hydrogen bonding results in the tilting of the oxygen molecule, resulting in a Fe–O–O bond angle of around 120° that avoids the formation of Fe–O–Fe or Fe–O₂–Fe bridges that would lead to electron transfer, the oxidation of Fe²⁺ to Fe³⁺, and the destruction of hemoglobin.) This results in a movement of all the protein chains that leads to the other subunits of hemoglobin changing shape to a form with larger oxygen affinity. Thus, when deoxyhemoglobin takes up oxygen, its affinity for more oxygen increases, and vice versa.^[139] Myoglobin, on the other hand, contains only one heme group and hence this cooperative effect cannot occur. Thus, while hemoglobin is almost saturated with oxygen in the high partial pressures of oxygen found in the lungs, its affinity for oxygen is much lower than that of myoglobin, which oxygenates even at low partial pressures of oxygen found in muscle tissue.^[139] As described by the Bohr effect (named after Christian Bohr, the father of Niels Bohr), the oxygen affinity of hemoglobin diminishes in the presence of carbon dioxide.^[139]

Carbon monoxide and phosphorus trifluoride are poisonous to humans because they bind to hemoglobin similarly to oxygen, but with much more strength, so that oxygen can no longer be transported throughout the body. Hemoglobin bound to carbon monoxide is known as carboxyhemoglobin. This effect also plays a minor role in the toxicity of cyanide, but there the major effect is by far its interference with the proper functioning of the electron transport protein cytochrome a.^[139] The cytochrome proteins also involve heme groups and are involved in the metabolic oxidation of glucose by oxygen. The sixth coordination site is then occupied by either another imidazole nitrogen or a methionine sulfur, so that these proteins are largely inert to oxygen – with the exception of cytochrome a, which bonds directly to oxygen and thus is very easily poisoned by cyanide.^[139] Here, the electron transfer takes place as the iron remains in low spin but changes between the +2 and +3 oxidation states. Since the reduction potential of each step is slightly greater than the previous one, the energy is released step-by-step and can thus be stored in adenosine triphosphate. Cytochrome a is slightly distinct, as it occurs at the mitochondrial membrane, binds directly to oxygen, and transports protons as well as electrons, as follows:^[139]

4 Cytc²⁺ + O₂ + 8H⁺
_inside → 4 Cytc³⁺ + 2 H₂O + 4H⁺
_outside

Although the heme proteins are the most important class of iron-containing proteins, the iron–sulfur proteins are also very important, being involved in electron transfer, which is possible since iron can exist stably in either the +2 or +3 oxidation states. These have one, two, four, or eight iron atoms that are each approximately tetrahedrally coordinated to four sulfur atoms; because of this tetrahedral coordination, they always have high-spin iron. The simplest of such compounds is rubredoxin, which has only one iron atom coordinated to four sulfur atoms from cysteine residues in the surrounding peptide chains. Another important class of iron–sulfur proteins is the ferredoxins, which have multiple iron atoms. Transferrin does not belong to either of these classes.^[139]

The ability of sea mussels to maintain their grip on rocks in the ocean is facilitated by their use of organometallic iron-based bonds in their protein-rich cuticles. Based on synthetic replicas, the presence of iron in these structures increased elastic modulus 770 times, tensile strength 58 times, and toughness 92 times. The amount of stress required to permanently damage them increased 76 times.^[152]

Nutrition

Diet

Iron is pervasive, but particularly rich sources of dietary iron include red meat, oysters, beans, poultry, fish, leaf vegetables, watercress, tofu, and blackstrap molasses.^[5] Bread and breakfast cereals are sometimes specifically fortified with iron.^[5][153]

Iron provided by dietary supplements is often found as iron(II) fumarate, although iron(II) sulfate is cheaper and is absorbed equally well.^[134] Elemental iron, or reduced iron, despite being absorbed at only one-third to two-thirds the efficiency (relative to iron sulfate),^[154] is often added to foods such as breakfast cereals or enriched wheat flour. Iron is most available to the body when chelated to amino acids^[155] and is also available for use as a common iron supplement. Glycine, the least expensive amino acid, is most often used to produce iron glycinate supplements.^[156]

Dietary recommendations

The U.S. Institute of Medicine (IOM) updated Estimated Average Requirements (EARs) and Recommended Dietary Allowances (RDAs) for iron in 2001.^[5] The current EAR for iron for women ages 14–18 is 7.9 mg/day, 8.1 for ages 19–50 and 5.0 thereafter (post menopause). For men the EAR is 6.0 mg/day for ages 19 and up. The RDA is 15.0 mg/day for women ages 15–18, 18.0 for 19–50 and 8.0 thereafter. For men, 8.0 mg/day for ages 19 and up. RDAs are higher than EARs so as to identify amounts that will cover people with higher than average requirements. RDA for pregnancy is 27 mg/day and, for lactation, 9 mg/day.^[5] For children ages 1–3 years 7 mg/day, 10 for ages 4–8 and 8 for ages 9–13. As for safety, the IOM also sets Tolerable upper intake levels (ULs) for vitamins and minerals when evidence is sufficient. In the case of iron the UL is set at 45 mg/day. Collectively the EARs, RDAs and ULs are referred to as Dietary Reference Intakes.^[157]

The European Food Safety Authority (EFSA) refers to the collective set of information as Dietary Reference Values, with Population Reference Intake (PRI) instead of RDA, and Average Requirement instead of EAR. AI and UL defined the same as in United States. For women the PRI is 13 mg/day ages 15–17 years, 16 mg/day for women ages 18 and up who are premenopausal and 11 mg/day postmenopausal. For pregnancy and lactation, 16 mg/day. For men the PRI is 11 mg/day ages 15 and older. For children ages 1 to 14 the PRI increases from 7 to 11 mg/day. The PRIs are higher than the U.S. RDAs, with the exception of pregnancy.^[158] The EFSA reviewed the same safety question did not establish a UL.^[159]

Infants may require iron supplements if they are bottle-fed cow’s milk.^[160] Frequent blood donors are at risk of low iron levels and are often advised to supplement their iron intake.^[161]

For U.S. food and dietary supplement labeling purposes the amount in a serving is expressed as a percent of Daily Value (%DV). For iron labeling purposes 100% of the Daily Value was 18 mg, and as of May 27, 2016 remained unchanged at 18 mg.^[162][163] A table of the old and new adult daily values is provided at Reference Daily Intake.

Deficiency

Iron deficiency is the most common nutritional deficiency in the world.^{[5][164][165][166]} When loss of iron is not adequately compensated by adequate dietary iron intake, a state of latent iron deficiency occurs, which over time leads to iron-deficiency anemia if left untreated, which is characterised by an insufficient number of red blood cells and an insufficient amount of hemoglobin.^[167] Children, pre-menopausal women (women of child-bearing age), and people with poor diet are most susceptible to the disease. Most cases of iron-deficiency anemia are mild, but if not treated can cause problems like fast or irregular heartbeat, complications during pregnancy, and delayed growth in infants and children.^[168]

Excess

Iron uptake is tightly regulated by the human body, which has no regulated physiological means of excreting iron. Only small amounts of iron are lost daily due to mucosal and skin epithelial cell sloughing, so control of iron levels is primarily accomplished by regulating uptake.^[169] Regulation of iron uptake is impaired in some people as a result of a genetic defect that maps to the HLA-H gene region on chromosome 6 and leads to abnormally low levels of hepcidin, a key regulator of the entry of iron into the circulatory system in mammals.^[170] In these people, excessive iron intake can result in iron overload disorders, known medically as hemochromatosis.^[5] Many people have an undiagnosed genetic susceptibility to iron overload, and are not aware of a family history of the problem. For this reason, people should not take iron supplements unless they suffer from iron deficiency and have consulted a doctor. Hemochromatosis is estimated to be the cause of 0.3 to 0.8% of all metabolic diseases of Caucasians.^[171]

Overdoses of ingested iron can cause excessive levels of free iron in the blood. High blood levels of free ferrous iron react with peroxides to produce highly reactive free radicals that can damage DNA, proteins, lipids, and other cellular components. Iron toxicity occurs when the cell contains free iron, which generally occurs when iron levels exceed the availability of transferrin to bind the iron. Damage to the cells of the gastrointestinal tract can also prevent them from regulating iron absorption, leading to further increases in blood levels. Iron typically damages cells in the heart, liver and elsewhere, causing adverse effects that include coma, metabolic acidosis, shock, liver failure, coagulopathy, long-term organ damage, and even death.^[172] Humans experience iron toxicity when the iron exceeds 20 milligrams for every kilogram of body mass; 60 milligrams per kilogram is considered a lethal dose.^[173] Overconsumption of iron, often the result of children eating large quantities of ferrous sulfate tablets intended for adult consumption, is one of the most common toxicological causes of death in children under six.^[173] The Dietary Reference Intake (DRI) sets the Tolerable Upper Intake Level (UL) for adults at 45 mg/day. For children under fourteen years old the UL is 40 mg/day.^[174]

The medical management of iron toxicity is complicated, and can include use of a specific chelating agent called deferoxamine to bind and expel excess iron from the body.^{[172][175][176]}

ADHD

Some research has suggested that low thalamic iron levels may play a role in the pathophysiology of ADHD.^[177] Some researchers have found that iron supplementation can be effective especially in the inattentive subtype of the disorder.^[178] One study also showed that iron may be able to decrease the risk of cardiovascular events during treatment with ADHD drugs.^[179]

Some researchers in the 2000s suggested a link between low levels of iron in the blood and ADHD. A 2012 study found no such correlation.^[180]

Cancer

The role of iron in cancer defense can be described as a «double-edged sword» because of its pervasive presence in non-pathological processes.^[181] People having chemotherapy may develop iron deficiency and anemia, for which intravenous iron therapy is used to restore iron levels.^[182] Iron overload, which may occur from high consumption of red meat,^[5] may initiate tumor growth and increase susceptibility to cancer onset,^[182] particularly for colorectal cancer.^[5]

Marine systems

Iron plays an essential role in marine systems and can act as a limiting nutrient for planktonic activity.^[183] Because of this, too much of a decrease in iron may lead to a decrease in growth rates in phytoplanktonic organisms such as diatoms.^[184] Iron can also be oxidized by marine microbes under conditions that are high in iron and low in oxygen.^[185]

Iron can enter marine systems through adjoining rivers and directly from the atmosphere. Once iron enters the ocean, it can be distributed throughout the water column through ocean mixing and through recycling on the cellular level.^[186] In the arctic, sea ice plays a major role in the store and distribution of iron in the ocean, depleting oceanic iron as it freezes in the winter and releasing it back into the water when thawing occurs in the summer.^[187] The iron cycle can fluctuate the forms of iron from aqueous to particle forms altering the availability of iron to primary producers.^[188] Increased light and warmth increases the amount of iron that is in forms that are usable by primary producers.^[189]

See also

• El Mutún in Bolivia, where 10% of the world’s accessible iron ore is located
• Iron and steel industry
• Iron cycle
• Iron nanoparticle
• Iron–platinum nanoparticle
• Iron fertilization – proposed fertilization of oceans to stimulate phytoplankton growth
• Iron-oxidizing bacteria
• List of countries by iron production
• Pelletising – process of creation of iron ore pellets
• Rustproof iron
• Steel

References

Bibliography

Further reading

External links

• It’s Elemental – Iron
• Iron at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Metallurgy for the non-Metallurgist
• Iron by J.B. Calvert

Энергия ионизации

Чем ближе электрон к центру атома — тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать.
Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома называется энергией ионизации и обозначается E_o.
Если не указано иное, то энергия ионизации — это энергия отрыва первого электрона, также существуют энергии
ионизации для каждого последующего электрона.

Энергия ионизации Fe:
E_o = 763 кДж/моль

— Что такое ион читайте в статье.

---

Перейти к другим элементам таблицы менделеева

Где Fe в таблице менделеева?

Скачать таблицу менделеева в хорошем качестве

Химический элемент с атомным номером 26

Химический элемент с атомным номером 26

Железо, 26Fe

Железо
Внешний вид	блестящий металлик с сероватым оттенком
Стандартный атомный вес A r, std (Fe)	55,845 (2)
Железо в таблица Менделеева
Водород Гелий Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутений Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Йод Ксенон Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть (элемент) Таллий Свинец Висмут Полоний Астатин Радон Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Борий Калий Мейтнерий Дармштадций Рентгений Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson –. ↑. Fe. ↓. Ru марганец ← железо → кобальт
Атомный номер (Z)	26
Группа	группа 8
Период	период 4
	d-блок
Категория элемента	Переходный металл
Электронная конфигурация	[Ar ] 3d 4s
Электронов на оболочку	2, 8, 14, 2
Физические
Фаза при STP	свойства твердого тела
Точка плавления	1811 K (1538 ° C, 2800 ° F)
Точка кипения	3134 K (2862 ° C, 5182 ° F)
Плотность (около rt )	7,874 г / см
в жидком состоянии (при т.пл. )	6,98 г / см
Теплота плавления	13,81 кДж / моль
Теплота испарения	340 кДж / моль
Молярная теплоемкость	25,10 Дж / (моль · К)
Давление пара P(Па) 1 10 100 1 k 10 k 100 k при T (K) 1728 1890 2091 2346 2679 3132
Атомные свойства
Степени окисления	−4, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 (амф. Отерический оксид)
Электроотрицательность	Шкала Полинга: 1,83
Энергии ионизации	1-я: 762,5 кДж / моль 2-я: 1561,9 кДж / моль 3-я: 2957 кДж / моль (подробнее )
Атомный радиус	эмпирический: 126 pm
Ковалентный радиус	Низкое вращение: 132 ± 3 мкм. Высокое вращение: 152 ± 6 pm
Спектральные свойства линии железа
Другие
Естественное происхождение	изначальное
Кристаллическая структура	​объ емно-центрированная кубическая (bcc) . a = 286,65 pm
Кристаллическая структура	​гранецентрированный куб (ГЦК) . между 1185–1667 К; a = 364,680 пм
Скорость звука тонкий стержень	5120 м / с (при rt ) (электролитический)
Тепловое расширение	11,8 мкм / (м · К) (при 25 ° C)
Теплопроводность	80,4 Вт / (м · К)
Удельное электрическое сопротивление	96,1 нОм · м (при 20 ° C)
точка Кюри	1043 K
Магнитное упорядочение	ферромагнетик
Модуль Юнга	211 ГПа
Модуль сдвига	82 ГПа
Объемный модуль	170 ГПа
Коэффициент Пуассона	0,29
Твердость по Моосу	4
Твердость по Виккерсу	608 МПа
Твердость по Бринеллю	200–1180 МПа
Номер CAS	7439-89 -6
История
Открытие	до 5000 г. до н.э.
Основные изотопы железа
Изотоп Изобилие Период полураспада (t1/2) Режим распада Продукт Fe 5,85 % стабильный Fe син. 2,73 y ε Mn Fe 91,75% стабильный Fe 2,12% стабильный Fe 0,28% стабильный Fe син 44,6 d β Co Fe след 2,6 × 10 лет β Co
Категория: Железо. просмотр обсуждение | ссылки

Железо () — это химический элемент с символом Fe(от Latin : ferrum ) и атомный номер 26. Это металл , который принадлежит к первой переходной серии и группе 8 периодической таблицы. Это по массе самый распространенный элемент на Земле, прямо перед кислородом (32,1% и 30,1% соответственно), формируя большую часть внешний и внутренний сердечник. Это четвертый по частям элемент в земной коре.

В своем металлическом состоянии железо редко встречается в земной коре, ограничиваясь в отложении основными метеоритами. Железные руды, напротив, являются одними из самых распространенных в земном коре, хотя для извлечения из них пригодного для использования металла требуются печи или печи, способные нагреваться до 1500 ° C (2730 ° F) или выше, примерно на 500 ° C (900 ° F) выше, чем требуется для плавления меди. Люди начали осваивать этот процесс в Евразии только около 2000 г. до н.э., и использование железных инструментов и оружия начало вытеснять медные сплавы в некоторых регионах только около 1200 г. до н. э. Это событие считается переходом от бронзового века к железному веку. В современном мире сплавы железа, такие как сталь, нержавеющая сталь, чугун и специальные стали, являются На сегодняшний день это наиболее распространенные промышленные металлы из-за их механических свойств и низкой стоимости.

Безупречные и гладкие поверхности из чистого железа зеркально-серебристо-серые. Однако железо легко реагирует с кислородом и водой с образованием коричневого или черного гидратированного оксидов железа, широко известных как ржавчина. В отличие от оксидов некоторых других металлов, которые образуют пассивирующие слои , ржавчина занимает больше объема, металл чем, и отслаивается, подвергается воздействию свежей поверхности коррозии.

Тело взрослого человека содержит около 4 граммов (0,005% веса тела) железа, в основном в виде гемоглобина и миоглобина. Эти два белка играют важную роль в метаболизме позвоночных, соответственно транспорте кислорода кровью и хранении кислорода в мышцы. Для поддержания необходимых уровней метаболизм железа у человека требует минимального количества железа в рационе. Железо также является металлом в активном центре многих важных redox ферментов, связанных с клеточным дыханием и окислением и восстановлением у растений и животных..

С химической точки зрения наиболее распространенными степенями окисления железа являются железо (II) и железо (III). Железо обладает способностью других переходных металлов, включая другие элементы группы 8, рутений и осмий. Железо образует соединения в широком диапазоне степеней окисления , от -2 до +7. Железо также образует множество координационных соединений ; некоторые из них, такие как ферроцен, ферриоксалат и берлинская лазурь, имеют существенное промышленное, медицинское или исследовательское применение.

Содержание

• 1 Характеристики
  • 1.1 Аллотропы
  • 1.2 Точки плавления и кипения
  • 1.3 Магнитные свойства
  • 1.4 Изотопы
• 2 Происхождение и встречаемость в природе
  • 2.1 Космогенез
  • 2.2 Металлическое железо
  • 2.3 Минералы мантии
  • 2.4 Земная кора
• 3 Химия и соединения
  • 3.1 Бинарные соединения
    • 3.1.1 Оксиды и гидроксиды
    • 3.1.2 Галогениды
  • 3.2 Химический состав раствор
  • 3.3 Координационные соединения
  • 3.4 Металлоорганические соединения
  • 3.5 Промышленное использование
• 4 Этимология
• 5 История
  • 5.1 Развитие металлургии железа
    • 5.1.1 Метеоритное железо
    • 5.1.2 Кованое железо
    • 5.1.3 Чугун
    • 5.1.4 Сталь
  • 5.2 Основы современной химии
• 6 Символическая роль
• 7 Производство металлического железа
  • 7.1 Лабораторные направления
  • 7.2 Основные промышленный путь
    • 7.2.1 Доменная обработка
    • 7.2.2 Сталеплавильное производство
  • 7.3 Прямое восстановлен ие железа
  • 7.4 Термитный процесс
• 8 Применения
  • 8.1 В качестве конструкционного материала
    • 8.1.1 Механизм химические свойства
    • 8.1.2 Типы сталей и сплавов
  • 8.2 Соединения железа
• 9 Биологическая и патологическая роль
  • 9.1 Биохимия
  • 9.2 Питание
    • 9.2.1 Диета
    • 9.2 Рекомендации по питанию
  • 9.3 Дефицит
  • 9.4 Избыточность
  • 9.5 Рак
• 10 См.. Также
• 11 Ссылки
• 12 Библиография
• 13 Дополнительная литература
• 14 Внешние ссылки

Характеристики

Аллотропы

Зависимость молярного объема от давления для α-железа при комнатной температуре

Известно, по крайней мере, четыре аллотропа железа (разное расположение элементов в твердом теле), условно обозначаемые α, γ, δ и ε.

Низкое давление Фазовая диаграмма чистого железа

Первые три формы наблюдаются при обычных давлениях. Когда расплавленное железо охлаждается выше точки замерзания 1538 ° C, оно кристаллизуется в свой δ-аллотроп, который имеет объемно-центрированную кубическую (bcc) кристаллическую структуру. По мере охлаждения до 1394 ° C он превращается в аллотроп γ-железа, кристаллическую структуру кубической гранецентрированной (ГЦК) или аустенит. При температуре 912 ° C и ниже кристаллическая структура снова становится аллотропом α-железа с ОЦК.

Физические свойства железа при очень высоких давлениях и температурах также широко изучались, поскольку они имеют отношение к теориям о ядре Земли и других планет. Выше приблизительно 10 ГПа и температура в несколько сотен градусов Кельвина или ниже α-железо превращается в другую гексагональную плотноупакованную (ГПУ) структуру, которая также известна как ε-железо. Γ-фаза при более высокой температуре также превращается в ε-железо, но при более высоком давлении.

Существуют противоречивые экспериментальные приборы существования стабильной β-фазы при давлении выше 50 ГПа и температурах не менее 1500 К. Предполагается, что она имеет орторомбическую или двойную ГПУ структуру. (Что сбивает с толку, термин «β-железо» иногда также используется для обозначения α-железа выше точки Кюри, когда оно изменяется с ферромагнитного на парамагнитное, если даже его кристаллическая структура не изменилась.)

внутреннееро объекта Земля обычно юридически ответственным из ядра железо никель со структурой ε (или β).

Точки плавления и кипения

Точки плавления и кипения, наряду с его энтальпией распыления, ниже, чем у более ранних 3d-элементов из скандия. От до хром, демонстрируя уменьшение вклада 3d-электронов в металлических связях, поскольку они все больше и больше притягиваются ядром к инертному ядру; однако они выше, чем значения для предыдущего элемента марганец, потому что этот элемент имеет наполовину заполненную трехмерную подоболочку и, следовательно, его d-электроны нелегко делокализовать. Та же самая тенденция проявляется для рутения, но не для осмия.

Температура плавления железа экспериментально хорошо определена для давлений менее 50 ГПа. Для более высоких давлений опубликованные данные (по состоянию на 2007 год) все еще являются на десятки гигапаскалей и более тысячи кельвинов.

Магнитные свойства

Кривые намагничивания 9 ферромагнитных материалов, показывающие насыщение. 1. Листовая сталь, 2. Кремниевая сталь, 3. Литая сталь, 4. Вольфрамовая сталь, 5. Магнитная сталь, 6. Чугун, 7. Никель, 8. Кобальт, 9. Магнетит

Ниже его Кюри точка 770 ° C, α-железо изменяется с парамагнитного на ферромагнитного : спины двух неспаренных электронов в каждом атоме обычно совпадают с вращает своих соседей, создавая общее магнитное поле. Это происходит потому, что орбитали эти двух электронов (d z и d x — y) не указывают на соседние атомы в решетке и, следовательно, не участвуют в металлических связях.

В отсутствие внешнего магнитного поля атомы спонтанно разделяются на магнитные домены диаметром около 10 микрометров, так что атомы в каждом домене имеют параллельные спины, но некоторые домены есть другие ориентации. Таким образом, макроскопический железа будет иметь почти нулевое общее магнитное поле.

Приложение внешнего магнитного поля заставляет домены, намагниченные в одном и том же общем направлении, расти за счет соседних, которые указывают в других направлениях, усиливая внешнее поле. Этот эффект используется в устройствах, через которые необходимо направлять магнитные поля, такие как электрические трансформаторы, головки магнитной записи и электродвигатели. Примеси, дефекты решетки или границы зерен и частиц могут «закрепить» домены в новых положениях, так что эффект сохраняется даже после удаления внешнего поля, превращая железный объект в (постоянный) магнит.

Подобное поведение демонстрируют некоторые соединения железа, такие как ферриты и минерал магнетит, кристаллическая форма смешанного оксида железа (II, III) Fe. 3O.. 4 (хотя механизм атомного масштаба, ферримагнетизм, несколько отличается). Куски магнетита с естественной намагниченностью (магниты ) послужили первыми компасами для навигации. Частицы магнетита широко использовались в магнитных носителях записи, такие как основные запоминающие устройства, магнитные ленты, дискеты и диски, пока они не были заменены материалы на основе кобальта.

Изотопы

Железо содержит четыре стабильных изотопа : Fe (5,845% природного железа), Fe (91,754%), Fe (2,119%).) и Fe (0,282%). Также создано 20-30 искусственных изотопов. Из этих стабильных изотопов только Fe имеет ядерный спин (- ⁄ 2). Нуклид Fe теоретически может подвергаться двойному захвату электронов в Cr, но этот процесс никогда не наблюдался, и был установлен только нижний предел периода полураспада 3,1 × 10 лет.

Fe представляет собой потухший радионуклид с длительным периодом полураспада (2,6 миллиона лет). Его нет на Земле, но конечным продуктом его распада является его внучка, стабильный нуклид Ni. Большая часть прошлых работ по изотопному составу железа была сосредоточена на нуклеосинтезе Fe посредством изучения метеоритов и образования руд. За последнее десятилетие достижения в области масс-спектрометрии позволяли обнаруживать и количественно определять небольшие естественные вариации наций стабильных изотопов железа. Большая часть этой работы проводится сообществами Земля и планетологами, появляются приложения к биологическим и промышленным системам.

В фазах метеоритов Семаркона и Червоны, корреляция между концентрацией Ni, внучкой Fe и обилием стабильных изотопов железа обеспечила доказательства существования Fe во время образования Солнечной системы. Возможно, энергия, выделяемая при распаде Fe, наряду с энергией, выделяющейся Al, способствовала переплавлению и дифференциации астероидов после их образования 4,6 миллиарда лет назад.. Обилие Ni, присутствующего во внеземном материале, может пролить свет на происхождение и раннюю историю Солнечной системы.

. Самый распространенный изотоп железа Fe представляет собой наиболее распространенный интерес для ученых-ядерщиков, потому что он представляет собой наиболее частую конечную точку нуклеосинтеза. Ni (14 альфа-частицы ) легко образуется из более легких ядер в альфа-процессе в ядерных реакциях в сверхновых (см. процесс горения кремния ), это конечная точка цепочек слияния внутри массивных звезд, поскольку добавление еще одной альфа-частицы, приводящей к образованию Zn, требует гораздо больше энергии. Этот Ni, период полураспада которого составляет около 6 дней, создается в больших количествах в этой звезде, но вскоре распадается в результате двух последовательных излучений позронов в продуктах распадановой в газовом облаке остатка сверхновой, сначала до радиоактивного Co, а затем до стабильного Fe. Таким образом, самый распространенный в ядре красных гигантов и наиболее распространенным металлом в железных метеоритах и в плотных металлических железных метеоритах и в плотных металлических железных метеоритах и в плотных металлических железных планетах, например Земля. Он также очень распространен во Вселенной по сравнению с другими стабильными металлами примерно с таким же атомным весом. Железо является шестым по содержанию . во Вселенной и наиболее распространенным огнеупорным элементом

Хотя дальнейшее небольшое увеличение энергии может быть извлеченный путем получения Ni, который имеет немного более высокую энергию связи, чем Fe, условия в звездах не подходят для этого процесса. Производство элементов в сверхновых звездах и их распространение на Земле в степени предпочтительнее для железа, чем для никеля, и в любом случае Fe по-прежнему имеет меньшую массу на нуклон, чем Ni, из-за более высокой степени более легких протонов. Следовательно, элементы тяжелее железа требуют сверхновой для их образования, включая быстрый захват нейтронов стартовыми ядрами Fe.

В далеком будущем Вселенной, предполагая, что распад протона не происходит, холодный синтез, происходящий посредством квантового туннелирования, заставил бы легкие ядра в обычном веществе сливаться с ядрами Fe. Деление и испускание альфа-частиц привело бы к распаду тяжелых ядер в железо, превращая все объекты звездной массы в холодные сферы из чистого железа.

Происхождение и появление в природе

Космогенез

Изобилие железа на каменистых планетах, таких как Земля, связано с его обильным производством в результате синтеза в больших звездах, где оно находится последний элемент, который будет произведен с высвобождением энергии перед сильным взрывом типа Ia сверхновой, который разбросает железо в космос. Другие типы сверхновых не влияют существенно на содержание железа (см. сверхновая звезда с коллапсом ядра ).

Металлическое железо

Полированный и химически протравленный кусок железного метеорита, который, как полагают, по составу похож на металлическое ядро ​​Земли., демонстрирующие отдельные кристаллы железо-никелевого сплава (узор Видманштаттена ).

Металлическое или самородное железо редко встречается на поверхности Земли, потому что оно имеет тенденцию к окислению. Однако и то, и другое на Земле внутреннее и внешнее ядро ​​, на долю которых приходится 35% массы всей Земли, как полагают, в основном состоят из сплава железа, возможно с никелем. Считается, что токи в жидком внешнем ядре являются источником магнитного поля Земли. Другие планеты земной группы (Меркурий, Венера, и Марс ), а также Луна, как полагают, имеют металлическое ядро, состоящее в основно м из железа. Также полагают, что астероиды M-типа быть частично или большей частью из сплава металлического железа.

Редкие железные метеориты — основная форма природного металлического железа на поверхности Земли. Изделия из холоднодеформированного метеоритного железа были найдены на различных археологических раскопках, относящихся к тем временам, когда выплавка железа еще не была развита; и инуиты в Гренландии, как сообщается, использовали железо из метеорита Кейп-Йорк для изготовления инструментов и охотничьего оружия. Примерно 1 из 20 метеоритов состоит из уникальных железоникелевых минералов тенита (35–80% железа) и камасита (90–95% железа). Самородное железо также редко встречается в базальтах, которые образовались из магм, которые вступили в контакт с богатыми углеродом осадочными породами, которые уменьшили летучесть кислорода в достаточной степени для кристаллизации железа. Он известен как теллурическое железо и описано в нескольких местах, таких как остров Диско в Западной Гренландии, Якутия в России и Бюль в Германии.

Минералы мантии

Ферропериклаз (Mg, Fe) O, твердый раствор периклаза (MgO) и вюстита (FeO), составляет около 20 % от объема нижней мантии Земли, что делает ее второй по распространенности минеральной фазой в этой области после силикатного перовскита (Mg, Fe) SiO 3 ; он также является основным носителем железа в нижней мантии. В нижней части переходной зоны мантии происходит реакция γ- (Mg, Fe) 2 [SiO 4 ] ↔ (Mg, Fe) [ SiO 3 ] + (Mg, Fe) O превращает γ-оливин в смесь силикатного перовскита и ферропериклаза и наоборот. В литературе эту минеральную фазу нижней мантии также часто называют магнезиовюститом. Силикатный перовскит может образовывать до 93% нижней мантии, а магниево-железо образует (Mg, Fe) SiO 3, считается самым распространенным минералом на Земле, составляющим 38% от ее объема.

Земная кора

Охровый путь в Руссильоне.

Хотя железо является самым распространенным элементом на Земле, большая часть этого железа сосредоточена во внутреннем и внешнем ядрах. Доля железа, содержащаяся в земной коре, составляет всего около 5% от общей массы коры и, таким образом, является только четвертым по распространенности элементом в этом слое (после кислорода, кремний и алюминий ).

Большая часть железа в коре объединяется с различными другими элементами, образуя множество минералов железа. Важным классом является железо оксидные минералы, такие как гематит (Fe 2O3), магнетит (Fe 3O4) и сидерит (FeCO 3), которые являются основными железными рудами. Многие изверженные породы также содержат сульфидные минералы пирротин и пентландит. 289>при выветривании железо имеет тенденцию выщелачиваться из сульфидных отложений в виде сульфата и из силикатных отложений в виде бикарбоната. Оба они окисляются в водном растворе и выпадают в осадок даже при слегка повышенном pH в виде оксида железа (III).

Пол осчатая формация железа в Миннесоте.

Крупные месторождения железа полосчатые железные образования, тип породы, состоящий из повторяющихся тонких слоев оксидов железа, чередующихся с полосами бедных железом сланцев и сланцев. Полосчатые образования железа были заложены в период между 3700 миллионами лет назад и 1800 миллионами лет назад.

Материалы, содержащие тонкоизмельченные оксиды или оксиды железа (III) -гидроксиды, такие как охра, использовались в качестве желтых, красных и коричневых пигментов с доисторических времен. Они также влияют на цвет различных горных пород и глин, включая целые геологические образования, такие как Painted Hills в Oregon и Buntsandstein («цветной песчаник», англ. Bunter ). Через Eisensandstein (юрский «железный песчаник», например, из Донздорфа в Германии) и банный камень в Великобритании, соединения железа ответственны за желтоватый цвет много исторических зданий и скульптур. Известный красный цвет поверхности Марса происходит из-за богатого оксидом железа реголита.

. Значительное количество железа содержится в минерале сульфида железа пирите (FeS 2), но из него трудно извлечь железо, и поэтому он не используется. Фактически, железо настолько распространено, что производство обычно сосредоточено только на рудах с очень большим его содержанием.

Согласно отчету «Запасы металла в обществе» Международной группы ресурсов , глобальные запасы железа, используемого в обществе, составляют 2200 кг на душу населения. В этом отношении более развитые страны отличаются от менее развитых стран (7000–14000 против 2000 кг на душу населения).

Химия и соединения

Окисление. состояние	Типичное соединение
-2 (d)	Тетракарбонилферрат динатрия (реагент Коллмана)
-1 (d)	Fe. 2(CO). 8
0 (d)	Пентакарбонил железа
1 ( d)	Циклопентадиенилидикарбонилдимер железа («Fp 2 »)
2 (d)	Сульфат железа, ферроцен
3 (d)	Хлорид железа, тетрафторборат ферроцения
4 (d)	Fe (диарс). 2Cl. 2
5 (d)	FeO. 4
6 ( d)	Феррат калия
7 (d)	[FeO 4 ] (матричная изоляция, 4K)

Железо демонстрирует характерные химические свойства переходные металлы, а именно способность образовывать различные степени окисления, различающиеся ступенями одной, и очень большой координационный и металлоорганический химический состав: действительно, именно открытие соединения железа, ферроцена, стало новым люционализировал последнее поле в 1950-х годах. Железо иногда считают прототипом всего блока переходных металлов из-за его большого количества и огромной роли, которую оно сыграло в техническом прогрессе человечества. Его 26 электронов расположены в конфигурации [Ar] 3d4s, из которых 3d- и 4s-электроны относительно близки по энергии, и, таким образом, он может потерять переменное количество электронов, и нет четкой точки, где дальше ионизация становится невыгодной.

Железо образует соединения в основном со степенями окисления +2 (железо (II), «двухвалентное») и +3 (железо (III), «железо»). Железо также присутствует в более высоких степенях окисления, например. фиолетовый феррат калия (K2FeO 4), который содержит железо в степени окисления +6. Хотя заявлен оксид железа (VIII) (FeO 4), отчет не может быть воспроизведен, и такой вид (по крайней мере, с железом в его степени окисления +8) оказался маловероятным с вычислительной точки зрения. Однако одна форма анионного соединения [FeO 4 ] с железом в степени окисления +7 вместе с (V) -пероксоизомером железа была обнаружена с помощью инфракрасной спектроскопии при 4 К после совместной конденсации лазерного излучения. удаляли атомы Fe смесью O 2 / Ar. Железо (IV) является обычным промежуточным продуктом во многих реакциях биохимического окисления. Многочисленные железоорганические соединения содержат формальные степени окисления +1, 0, -1 или даже -2. Степени окисления и другие связывающие свойства часто оценивают с использованием метода мессбауэровской спектроскопии. Многие соединения со смешанной валентностью содержат центры железа (II) и железа (III), такие как магнетит и берлинская лазурь (Fe 4 (Fe [CN] 6)3). Последний используется как традиционный «синий» в чертежах.

. Железо — первый из переходных металлов, который не может достичь своей групповой степени окисления +8, хотя и тяжелее конгенеры рутения и осмия могут, при этом рутений испытывает большие трудности, чем осмий. Рутений проявляет водно-катионный химический состав в его низких степенях окисления, аналогичный таковому у железа, но осмий нет, предпочитая высокие степени окисления, в которых он образует анионные комплексы. В половине серии переходов 3d вертикальное сходство вниз по группам соперничает с горизонтальным сходством железа с его соседями кобальтом и никелем в периодической таблице, которые также являются ферромагнитными на при комнатной температуре и имеют схожий химический состав. По этой пр ичине железо, кобальт и никель иногда группируются вместе как th e триада железа.

В отличие от многих других металлов, железо не образует амальгам с ртутью. В результате ртуть продается в стандартных 76-фунтовых колбах (34 кг), сделанных из железа.

Железо на сегодняшний день является наиболее реактивным элементом в своей группе; он пирофорен при мелком измельчении и легко растворяется в разбавленных кислотах, давая Fe. Однако он не реагирует с концентрированной азотной кислотой и другими окисляющими кислотами из-за образования непроницаемого оксидного слоя, который, тем не менее, может реагировать с соляной кислотой.

Бинарными соединениями

Оксиды и гидроксиды

Оксид двухвалентного железа или железа (II), FeO. Оксид трехвалентного железа или железа (III) Fe. 2O. 3. Железо или оксид железа (II, III) Fe. 3O. 4.

Формы железа различные оксидные и гидроксидные соединения ; наиболее распространенными являются оксид железа (II, III) (Fe 3O4) и оксид железа (III) (Fe 2O3). Оксид железа (II) также существует, хотя он нестабилен при комнатной температуре. Несмотря на их названия, на самом деле все они нестехиометрические соединения, состав которых может варьироваться. Эти оксиды являются основными рудами для производства железа (см. блюмерное производство и доменная печь). Они также используются в производстве ферритов, полезных магнитных запоминающих устройств в компьютерах и пигментов. Самый известный сульфид — железный пирит (FeS 2), также известный как золото дураков из-за его золотистого блеска. Это не соединение железа (IV), а фактически представляет собой полисульфид железа (II) , содержащий ионы Fe и S. 2в искаженной структуре хлорида натрия.

Pourbaix диаграмма железа

Галогениды

Хлорид гидратированного железа (III) (хлорид железа)

Бинарные галогениды двухвалентного и трехвалентного железа хорошо известны. Галогениды двухвалентного железа обычно образуются при обработке металлического железа соответствующей галогенводородной кислотой с получением соответствующих гидратированных солей.

Fe + 2 HX → FeX 2 + H 2 (X = F, Cl, Br, I)

Железо реагирует с фтором, хлором и бромом с образованием соответствующих галогенидов железа, из которых хлорид железа является наиболее распространенным.

2 Fe + 3 X 2 → 2 FeX 3 (X = F, Cl, Br)

Иодид железа является исключением, поскольку он термодинамически нестабилен из-за окислительной способности Fe и высокая восстанавливающая способность I:

2 I + 2 Fe → I 2 + 2 Fe (E = +0,23 В)

Иодид железа, твердое вещество черного цвета, нестабилен в обычных условиях, но может быть получен реакцией пентакарбонила железа с йодом и монооксидом углерода в присутствии гексана и светом при температуре -20 ° C, без кислорода и воды.

Химический состав раствора

Сравнение цветов растворов феррата (слева) и permanganate (right)

The standard reduction potentials in acidic aqueous solution for some common iron ions are given below:

Fe + 2 e	⇌ Fe	E = −0.447 V
Fe + 3 e	⇌ Fe	E = −0.037 V
FeO. 4+ 8 H + 3 e	⇌ Fe + 4 H2O	E = +2.20 V

The red-purple tetrahedral ferrate (VI) anion is such a strong oxidizing agent that it oxidizes nitrogen and ammonia at room temperature, and even water itself in acidic or neutral solutions:

4 FeO. 4+ 10 H. 2O → 4 Fe. + 20 OH. + 3 O2

The Fe ion has a large simple cationic chemistry, although the pale-violet hexaquo ion [Fe(H2O)6] is very readily hydrolyzed when pH increases above 0 as follows:

[Fe(H2O)6]	⇌ [Fe(H2O)5(OH)] + H	K = 10 mol dm
[Fe(H2O)5(OH)]	⇌ [Fe(H2O)4(OH)2] + H	K = 10 mol dm
2 [Fe(H2O)6]	⇌ [Fe(H. 2O). 4(OH)]. 2+ 2 H + 2 H2O	K = 10 mol dm

Blue-green iron(II) sulf ate heptahydrate

As pH rises above 0 the above yellow hydrolyzed species form and as it rises above 2–3, reddish-brown hydrous iron(III) oxide precipitates out of solution. Although Fe has an d configuration, its absorption spectrum is not like that of Mn with its weak, spin-forbidden d–d bands, because Fe has higher positive charge and is more polarizing, lowering the energy of its ligand-to-metal charge transfer absorptions. Thus, all the above complexes are rather strongly colored, with the single exception of the hexaquo ion – and even that has a spectrum dominated by charge transfer in the near ultraviolet region. On the other hand, the pale green iron(II) hexaquo ion [Fe(H2O)6] does not undergo appreciable hydrolysis. Carbon dioxide is not evolved when carbonate anions are added, which instead results in white iron(II) carbonate being precipitated out. In excess carbon dioxide this forms the slightly soluble bicarbonate, which occurs commonly in groundwater, but it oxidises quickly in air to form оксид железа (III), который составляет коричневые отложения, присутствующие в значительном количестве потоков.

Координационные соединения

Из-за своей электронной структуры железо имеет очень большую координационная и металлоорганическая химия.

Два энантиоморфа иона ферриоксалата

Известно много координационных соединений железа. Типичным шестикоординированным анионом является гексахлорферрат (III), [FeCl 6 ], обнаруженный в смешанной соли тетракис (метиламмоний) гексахлорферрат (III) хлорид. Комплексы с множественными бидентатными лигандами имеют геометрические изомеры. Например, комплекс транс- хлоргидридобис (бис-1,2- (дифенилфосфино) этан) железа (II) используется в качестве исходного материала для соединений с фрагментом Fe (dppe )2. Ферриоксалат-ион с тремя оксалатными лигандами (показан справа) демонстрирует спиральную хиральность с двумя несовместимыми геометриями, обозначенными Λ (лямбда) для оси левого винта. и Δ (дельта) для оси правого винта в соответствии с соглашениями IUPAC. Ферриоксалат калия используется в химической актинометрии и вместе с его натриевой солью подвергается фотовосстановлению, применяемому в старых фотографических процессах. дигидрат оксалата железа (II) имеет полимерную структуру с копланарной структурой. ионы оксалата, соединяющие центры железа с кристаллизационной водой, образующие верхушки каждого октаэдра, как показано ниже.

Кристаллическая структура дигидрата оксалата железа (II), показывающая железо (серый), кислород (красный), углерод (черный) k) и атомы водорода (белые). Кроваво-красный положительный тиоцианатный тест для железа (III)

Комплексы железа (III) очень похожи на комплексы хрома (III) с исключение предпочтения железа (III) к O-донору вместо лигандов N-донора. Последние имеют тенденцию быть более нестабильными, чем комплексы железа (II), и часто диссоциируют в воде. Многие комплексы Fe – O имеют интенсивный цвет и используются в качестве тестов для определения фенолов или енолов. Например, в тесте с хлоридом железа, используемом для определения присутствия фенолов, хлорид железа (III) реагирует с фенолом с образованием темно-фиолетового комплекса:

3 ArOH + FeCl 3 → Fe (OAr) 3 + 3 HCl (Ar = арил )

Среди галогенидных и псевдогалогенидных комплексов фторокомплексы железа (III) наиболее стабильными, при этом бесцветный [FeF 5(H2O)] является наиболее стабильным в водном растворе. Хлоркомплексы менее стабильной и способствуют тетраэдрической стране, как в [FeCl 4 ]; [FeBr 4 ] и [FeI 4 ] легко восстанавливаются до железа (II). Тиоцианат — это обычный тест на присутствие железа (III), поскольку он образует кроваво-красный [Fe (SCN) (H 2O)5]). Как и марганец (II), большинство комплексов железа (III) являются высокоспиновыми, за исключением тех, у которых лиганды имеют высокое содержание в спектрохимической серии, например, цианид. Примером низкоспинового комплекса железа (III) является [Fe (CN) 6 ]. Цианидные лиганды могут быть легко отделены в [Fe (CN) 6 ], и, следовательно, этот комплекс ядовит, в отличие от комплекса железа (II) [Fe (CN) 6 ], обнаруженный в берлинской синей, которая не выделяется цианистый водород, за исключением случаев добавления разбавленных кислот. Железо демонстрирует большое разнообразие электронных спиновых состояний, включая все возможные значения спинового квантового числа для элемента d-блока от 0 (диамагнитный) до ⁄ 2 (5 неспаренных электронов). Это значение всегда составляет половину числа неспаренных электронов. Комплексы от нуля до двух неспаренных электроны считаются низкоспиновыми, а электроны с четырьмя или пятью считаются высокоспиновыми..

Комплексы железа (II) менее стабильны, чем комплексы железа (III), но предпочтение О-донорных лигандов выражено, например, [Fe (NH 3)6]] известен, а [Fe (NH 3)6] — нет.

Металлоорганические соединения

Пента-. карбонил железа.

Они имеют тенденцию к окислению до железа (III), но это можно смягчить низким pH и используемыми специфическими лигандами.>Химия органического железа — это исследование металлоорганических соединений железа, в которых атомы углерода связаны с атомом металла. Их много и они разнообразны, в том числе цианидные комплексы, карбонильные комплексы, сэндвич и полусэндвич-соединения.

берлинская лазурь.

берлинская лазурь. синий или «ферроцианид железа», Fe 4 [Fe (CN) 6]3, представляет собой старый и хорошо известный комплекс цианида железа, широко используется в качестве пигмента и в некоторых других областях. но использовать в качестве простого химического теста для определения различия между водными растворами Fe и Fe, как они реагируют (соответственно) с феррицианидом калия и ферроцианидом калия с образованием берлинской синей. 663>

Еще одним старым примером железоорганического соединения является пентакарбонил железа, Fe (CO) 5, в котором нейтральный атом железа связан с атомами углерода молекул оксида углерода. Соединение можно использовать для получения порошка карбонильного железа, высокореакционной формы металлического железа. Термолиз пентакарбонила железа дает додекакарбонил трижелеза, Fe. 3 (CO). 12, кластер из трех атомов железа в его ядре. Реагент Колмана, тетракарбонилферрат динатрия, является полезным реагентом для органической химии; он содержит железо в степени окисления -2. Циклопентадиенилдикарбонилдимер железа содержит железо в редкой степени окисления +1.

Структурная формула ферроцена и порошкообразный образец.

Знаковым в этой области стало открытие в 1951 г. удивительно стабильного сэндвич-соединение ферроцен Fe (C. 5H. 5). 2, автор] и независимо друг от друга, чья удивительная молекулярная структура была определена только спустя год Woodward и Уилкинсон и Фишер. Ферроцен по-прежнему одним из наиболее важных инструментов и моделей в этом классе.

Металлоорганические соединения с железоцентрированной структурой используются в качестве . Комплекс Кнёлькера, например, представляет катализатор гидрирования с переносом для кетонов.

Промышленное использование

Соединения железа, производимые на основе в промышленности используются сульфат железа (II) (FeSO 4·7H2O ) и хлорид железа (III) (FeCl 3). доступные источники железа (II), но она более устойчива к окислению в воздухе, чем соль Мора ((NH 4)2Fe (SO 4)2· 6H 2 О). Соединения железа (II), как правило, окисляются в воздухе до соединений железа (III).

Этимология

«ирен», древнеанглийское слово, означающее «железо»

Время железо использовалось так давно у него много имен. Источником его химического символа Fe является латинское слово ferrum, а его потомками являются названия элемента в романских языках (например, французский fer, испанский Иерро и итальянский и португальский ферро). Само слово ferrum, возможно, происходит от семитских языков через этрусский, от корня, который также начало дал древнеанглийскому bræs «латунь «. Английское слово железо происходит от протогерманского * isarnan, которое также является немецким именем Eisen. Скорее всего, оно было заимствовано из кельтского * isarnon, которое в конечном итоге происходит от протоиндоевропейского * is- (e) ro- «могущественный, святой» и, наконец, * eis « Клюге относит * isarnon к иллирийскому и латинскому ira, «гнев»). балто-славянские названия железа (например, русское железо [zhelezo], польское żelazo, литовское geležis) — единственные, которые происходят непосредственно от протоиндоевропейского * гельг — «железо». Китайский tiě (тип 鐵; упрощенный <658). также обозначения обозначения других предметов, сделанных из железа или стали, или, сделанных, из-за твердости и прочности металла.>铁) происходит от прото-сино-тибетского * hliek и был заимствован в Японский as 鉄 tetsu, в котором также есть местное чтение курогане «черный мета лл »(аналогично тому, как железо регистрируется в английском слове кузнец ).

История

Развитие металлургии железа

Железо — один из элементов, несомненно известному древнему миру. Его обрабатывали или ковали на протяжении тысячелетий. Однако железные предметы большого возраста встречаются гораздо реже, чем предметы из золота. или серебро из-за легкости, с которым железо разъедает. Технология развивалась медленно, и даже после открытия плавки потребовалось много веков, чтобы железо заменило бронзу в качестве металла, предпочитаемое для инструментов и оружия.

Метеоритное железо

Головка железного гарпуна из Гренландии. Железный край покрывает нарвал клык гарпуна, изготовленный из метеоритного железа из метеорита Кейп-Йорк, одного из ведущих иро Известно н метеоритов.

Бусы, сделанные из метеоритного железа в 3500 г. до н.э. или ранее были найдены в Герце, Египет, Г.А. Уэйнрайт. Бусины содержат 7,5% никеля, что является признаком метеорного происхождения, поскольку железо, обнаруженное происхождение в земной коре, обычно содержит незначительные примеси никеля.

Метеоритное железо высоко ценилось из-за своего происхождения небесного и часто использовалось для изготовления оружия и инструментов. Например, в гробнице Тутанхамона был найден кинжал, сделанный из метеоритного железа, созданный же пропорции железа, кобальта и никеля, что и обнаруженный в этом районе метеорит, отложенный древний метеоритный дождь. Данные, которые, вероятно, были сделаны египтянами из железа, датируются периодом от 3000 до 2500 до н.э.

Метеоритное железо сравнительно мягкое и пластичное, его легко ковать в холодном состоянии, но при нагревании оно может стать хрупким из-за содержанием никеля.

Кованое железо

Символ Марса использовался с древних времен для обозначения железа. железный столб Дели примером методологий производительности и обработки железа в ранней Индии.

Первое производство железа началось в Среднем бронзовом веке, но несколько столетий, прежде чем железо вытеснило бронзу. Образцы выплавленного железа из Асмара, Месопотамии и Высокого Чагарского базара на севере Сирии были изготовлены где-то между 3000 и 2700 годами до нашей эры. Хетты основали империю в северо-центральной части Анатолии около 1600 г. до н.э. Похоже, они первыми осознали производство железа из руд и высоко оценили его в своем обществе. Хетты начали плавить железо между 1500 и 1200 годами до нашей эры, и эта практика распространилась на остальной Ближнем Востоке после падения их империи в 1180 году до нашей эры. Последующий период называется железным веком.

Артефакты плавленого железа обнаружены в Индии, датируемые 1800–1200 гг. До н.э., и в Леванте примерно с 1500 г. до н.э. (предполагаемая выплавку в Анатолии или Кавказе ). Предполагаемые ссылки (ср. история металлургии в Азии ) на железо в индийских Ведах использовались для очень раннем использовании железа в Индии, соответственно, чтобы датировать тексты как таковые.. ригведа термин аяс (металл), вероятно, относится к меди и бронзе, тогда как железо или śyāma ayas, впервые упоминается в постригведическом Атхарваведе.

Некоторые археологические свидетельства предполагает, что железо выплавляли в Зимбабве и в юго-восточной Африке еще в восьмом веке нашей эры. Обработка железа была завезена в Грецию в конце 11 века до н.э., откуда она быстро распространилась по Европе.

Железный серп из Древней Греции.

Распространение обработки железа в Центральной Европе связано с расширением кельтской. Согласно Плинию Старшему, железо было обычным делом в римскую эпоху. Годовое производство железа в Римской империи оценивается в 84750 т, в то время как в таком же густонаселенном и современном ханьском Китае производилось около 5000 тонн. В Китае железо появляется только около 700–500 лет до нашей эры. Выплавка могла быть завезена в Китай через Среднюю Азию. Самые ранние свидетельства использования доменной печи в Китае к I веку нашей эры, а вагранки использовались еще в период Вою царств (403–221 до н.э.). Использование дома и вагранок оставалось широко распространенных во время династий Сун и Тан.

. Во время промышленной революции в Великобритании Генри Корт начал рафинировать железо из свиней. от железа до кованого железа (или пруткового железа) с использованием инновационных производственных систем. В 1783 году он запатентовал процесс лужения для очистки железной руды. Позже он был улучшен другими, в том числе Джозеф Холл.

Чугун

Чугун был впервые произведен в Китае в 5 веке до нашей эры, но вряд ли был в Европе до нашей эры. средневековья. период. Самые ранние чугунные артефакты были обнаружены археологами на территории современного уезда Лухэ, Цзянсу в Китае. Чугун использовался в древнем Китае для ведения войны, сельского хозяйства и архитектуры. В период средневековья в Европе были найдены средства производства кованого железа из чугуна (в данном известном как чугун ) с использованием кузниц для украшений. Для всех этих процессов древесный уголь требовался в качестве топлива.

Coalbrookdale by Night, 1801. Доменные печи освещают металлургический город Coalbrookdale.

средневековые доменные печи. было около 10 футов (3,0 м) в высоту и выполнены из несгораемого кирпича; принудительный воздух обычно подавался сильфонами с ручным управлением. Современные доменные печи стали намного больше, с подами диаметром четырнадцать метров, что позволяет им выполнять тысячи тонн железа каждый день, по сути, они работают почти так же, как и в средневековые времена.

В 1709 году, Авраам Дарби I установил коксовую доменную печь для производства чугуна, заменив древесный уголь, но продолжая использовать доменные печи. Последовавшая доступность недорогого железа была одним из факторов, приведших к промышленной революции. К концу 18 века чугун начал заменять кованое железо для определенных целей, потому что он был дешевле. Содержание углерода в железе не считалось причиной различий в свойствах кованого железа, чугуна и стали до 18 века.

Оно становилось все более дешевым и доступным. Материал, из которого был построен инновационный первый железный мост в 1778 году. Этот мост до сих пор стоит в качестве памятника роли в промышленной революции. После этого железо использовалось в рельсах, лодках, кораблях, акведуках и зданиях, а также в железных цилиндрах в паровых машинах. Железные дороги сыграли центральную роль в формировании современности и идей прогресса, и на разных языках (например, французском, испанском, итальянском и немецком) железные дороги называются железной дорогой.

Сталь

Сталь (с меньшим содержанием углерода, чем чугун, но большим, чем у кованого железа) впервые была произведена в древности с использованием блюмера. Кузнецы Луристана в западной Персии делали хорошую сталь к 1000 году до нашей эры. Затем около 300 г. до н.э. и 500 г. н.э., были разработаны улучшенные версии, сталь Wootz в Индии и дамасская сталь. Эти методы были специализированными, поэтому сталь не стала основным товаром до 1850-х годов.

Новые методы ее производства науглероживания железных стержней в процессе цементирования были изобретены в 17 веке. Во время промышленной революции были изобретены новые методы производства пруткового железа без древесного угля, которые позже были применены для производства стали. В конце 1850-х годов Генри Бессемер изобрел новый процесс стали, предусматривающий продувку воздуха стали через расплавленный чугун для производства мягкой стали. Это сделало сталь намного более экономичной, что привело к тому, что кованое железо больше не производилось в больших количествах.

Основы современной химии

В 1774 году Антуан Лавуазье реакция водяного пара с металлическим железом внутри раскаленной железной трубки для производства водорода в его экспериментах, чтобы привести к демонстрации чтобы сыграть роль в превращении химии из качественной науки в количественный.

Символическая роль

«Gold gab ich für Eisen» — «Я отдал золото за железо». Немецко-американская брошь времен Первой мировой войны.

Железо играет определенную роль в мифологии и нашем различном использовании как метафора и в фольклоре. Греческий поэт Гесиод Труды и дни (строки 109–201) перечисляет разные возрасты человека, названные в честь металлов, таких как золото, серебро, бронза и железо, чтобы преследовать последовательные эпохи человечества. Железный век был связан с Римом, и в «Метаморфозах» Овидия

Добродетели в отчаянии покинули землю; и порочность человека становится всеобщей и полной. Тогда на смену пришла твердая сталь.

— Овидий, Метаморфозы, Книга I, Железный век, строка 160 и далее

Пример важности символической роли железа можно найти в Немецкой кампании 1813. Фридрих Вильгельм III заказал тогда первый Железный крест в качестве военной награды. Берлинские железные украшения достигли пика производства между 1813 и 1815 годами, когда прусская королевская семья призвала граждан жертвовать золотые и серебряные украшения на военные нужды. Надпись Gold gab ich für Eisen (Я дал золото за железо) также использовалась в более поздних военных усилиях.

Производство металлического железа

Железный порошок

Лабораторные маршруты

Для нескольких ограниченных Когда это необходимо, чистое железо производится в лаборатории в небольших количествах, восстанавливая чистый оксид или гидроксид водородом, или образуя пентакарбонил железа и нагревая его до 250 ° C, чтобы оно разлагалось с образованием чистого порошка железа. Другой метод — электролиз хлористого железа на железном катоде.

Основной производственный маршрут

Производство железа в 2009 г. (млн тонн )

Страна	Железная руда	Чугун	Прямое железо	Сталь
Китай	1,114,9	549,4		573,6
Австралия	393,9	4,4		5,2
Бразилия	305.0	25.1	0.011	26,5
Япония		66,9		87,5
Индия	257,4	38,2	23,4	63,5
Россия	92,1	43,9	4,7	60,0
Украина	65,8	25,7		29,9
Южная Корея	0,1	27,3		48,6
Германия	0,4	20,1	0,38	32,7
Мир	1,594,9	914,0	64,5	1,232,4

В настоящее время промышленное производство чугуна или стали состоит из двух основных этапов. На первом этапе железная руда восстанавливается с коксом в доменной печи, а расплавленный металл отделяют от грубых примесей, таких как силикатные мин ералы. На этой стадии получают сплав чугун, который содержит относительно большие количества углерода. На втором этапе количество углерода в передельном чугуне снижается за счет окисления с получением кованого железа, стали или чугуна. На этом этапе могут быть добавлены другие металлы для образования легированных сталей.

Китайское изображение рабочих доменной печи, 17 век, изготовление кованого железа из чугуна Как добывали железо в XIX веке

Взрыв обработка печи

Доменная печь загружается железной рудой, обычно гематитом Fe. 2O. 3 или магнетитом Fe. 3O. 4, вместе с коксом (уголь, который был отдельно запекается для удаления летучих компонентов). Воздух, предварительно нагретый до 900 ° C, пропускается через смесь в количестве, достаточном для превращения углерода в монооксид углерода :

2 C + O 2 → 2 CO

В этой реакции возникает температура около 2000 ° C. Монооксид углерода восстанавливает железную руду до металлического железа

Fe2O3+ 3 CO → 2 Fe + 3 CO 2

Некоторое количество железа в высокотемпературной нижней области печи вступает в реакцию непосредственно с коксом:

2 Fe 2O3+ 3 C → 4 Fe + 3 CO 2

A флюс, например, известняк (карбонат кальция ) или доломит (карбонат кальция-магния) также добавляется к загрузке печи. Его цель — удалить из руды кремнеземистые минералы, которые в противном случае засорили бы печь. Тепло печи разлагает карбонаты до оксида кальция, который реагирует с любым избытком кремнезема с образованием шлака, состоящего из силиката кальция. CaSiO. 3 или другие продукты. При температуре печи и металл, и шлак расплавляются. Они собираются внизу в виде двух несмешивающихся жидких слоев (со шлаком наверху), которые затем легко разделяются. Шлак можно использовать в качестве материала в строительстве дорог или для улучшения бедных минералами почв для сельского хозяйства.

Эта куча железорудных окатышей будет использоваться в производстве стали.

Производство стали

Котел с расплавленным чугуном, который используется для производства стали

Как правило, чугун, полученный в доменной печи, содержит до 4–5% углерода с небольшими количествами других примесей, таких как сера, магний, фосфор и марганец. Высокое содержание углерода делает его относительно непрочным и хрупким. Уменьшение количества углерода до 0,002–2,1% по массе дает сталь , которая может быть в 1000 раз тверже чистого железа. Затем можно изготавливать большое количество различных стальных изделий с помощью холодной обработки, горячей прокатки, ковки, механической обработки и т. Д. Удаление других примеси, напротив, приводят к получению чугуна, который используется для литья изделий в литейных цехах ; например, печи, трубы, радиаторы, фонарные столбы и рельсы.

Стальные изделия часто подвергаются различной термообработке после того, как они кованы для придания формы. Отжиг заключается в нагреве до 700–800 ° C в течение нескольких часов с последующим постепенным охлаждением. Это делает сталь более мягкой и податливой.

Прямое восстановление железа

Из-за экологических проблем были разработаны альтернативные методы обработки железа. «Прямое восстановление железа » восстанавливает железную руду до куска железа, называемого «губчатое» железо или «прямое» железо, которое подходит для выплавки стали. Процесс прямого восстановления включает две основные реакции:

Природный газ частично окисляется (с теплом и катализатором):

2 CH 4 + O 2 → 2 CO + 4 H 2

Затем этими газами в печи обрабатывают железную руду, получая твердое губчатое железо:

Fe2O3+ CO + 2 H 2 → 2 Fe + CO 2 + 2 H 2O

Кремнезем удаляется добавлением флюса известняка, как описано выше.

Thermite process

Воспламенение смеси алюминиевого порошка и оксид железа дает металлическое железо посредством термитной реакции :

Fe2O3+ 2 Al → 2 Fe + Al 2O3

В качестве альтернативы передельный чугун может быть превращен в сталь (примерно с 2% углерода) или кованое железо (технически чистое железо). Для этого использовались различные процессы, в том числе кузницы для отделки, пудлинговые печи, конвертеры Бессемера, мартеновские печи, основные кислородные печи и дуговые электропечи. Во всех случаях цель состоит в том, чтобы окислить часть или весь углерод вместе с другими примесями. С другой стороны, другие металлы могут быть добавлены для производства легированных сталей.

Области применения

В качестве конструкционного материала

Железо является наиболее широко используемым из всех металлов, что составляет более 90% мирового производства металла. Его низкая стоимость и высокая прочность часто делают его предпочтительным материалом для выдерживания напряжений или передачи сил, таких как конструкция машин и станков, рельсов, автомобилей, корпуса судов, железобетонная арматура и несущий каркас зданий. Поскольку чистое железо довольно мягкое, его чаще всего сочетают с легирующими элементами для получения стали.

Механические свойства

Характеристические значения прочности на разрыв (TS) и твердости по Бринеллю (BH) различных форм железа.

Материал	TS. (МПа)	BH. (Brinell )
усы железа	11000
Аусформированная (закаленная). сталь	2930	850–1200
Мартенситная сталь	2070	600
бейнитная сталь	1380	400
Перлитная сталь	1200	350
Холоднодеформированное железо	690	200
Мелкозернистое железо	340	100
Углеродосодержащее железо	140	40
Чистое, простое -кристаллическое железо	10	3

Механические свойства железа и его сплавов чрезвычайно важны для их структурного применения. Эти свойства можно оценивать различными способами, включая тест Бринелля, тест Роквелла и й e Испытание на твердость по Виккерсу.

Свойства чистого железа часто используются для калибровки измерений или сравнения результатов испытаний. Однако на механические свойства железа в значительной степени влияет чистота образца: чистые монокристаллы железа на самом деле мягче алюминия, а самое чистое промышленно производимое железо (99,99%) имеет твердость 20–30 по Бринеллю.

Увеличение содержания углерода приведет к значительному увеличению твердости и прочности чугуна. Максимальная твердость 65 R c достигается при содержании углерода 0,6%, хотя сплав имеет низкую прочность на разрыв. Из-за мягкости железа работать с ним намного легче, чем с его более тяжелыми конгенераторами рутением и осмием.

Диаграмма состояния железо-углерод

Типы сталей и сплавы

α-Железо — довольно мягкий металл, способный растворять лишь небольшую концентрацию углерода (не более 0,021% по массе при 910 ° C). Аустенит (γ-железо) такой же мягкий и металлический, но может растворять значительно больше углерода (до 2,04% по массе при 1146 ° C). Эта форма железа используется в типе нержавеющей стали, используемой для изготовления столовых приборов, а также оборудования для больниц и предприятий общественного питания.

Коммерчески доступное железо классифицируется по чистоте и количеству добавок.. Чугун содержит 3,5–4,5% углерода и содержит различные количества загрязняющих веществ, таких как сера, кремний и фосфор. Чугун — это не товарный продукт, а скорее промежуточный этап в производстве чугуна и стали. Уменьшение содержания загрязняющих веществ в передельном чугуне, которые негативно влияют на свойства материала, таких как сера и фосфор, дает чугун, содержащий 2–4% углерода, 1–6% кремния и небольшое количество марганца. Чугун имеет температуру плавления в диапазоне 1420–1470 К, что ниже, чем у любого из двух его основных компонентов, и делает его первым продуктом, плавящимся при совместном нагревании углерода и железа. Его механические свойства сильно различаются и зависят от формы, которую углерод принимает в сплаве.

«Белые» чугуны содержат углерод в форме цементита или карбида железа (Fe 3 С). Этот твердый, хрупкий состав доминирует в механических свойствах белого чугуна, делая его твердым, но неустойчивым к ударам. Изломанная поверхность белого чугуна полна мелких граней битого карбида железа, очень бледного, серебристого, блестящего материала, отсюда и название. При медленном охлаждении смеси железа с 0,8% углерода ниже 723 ° C до комнатной температуры образуются отдельные чередующиеся слои цементита и α-железа, которое является мягким и податливым и называется перлит из-за его внешнего вида. С другой стороны, быстрое охлаждение не оставляет времени для этого разделения и создает твердый и хрупкий мартенсит. Затем сталь может быть подвергнута отпуску путем повторного нагрева до промежуточной температуры, изменяя пропорции перлита и мартенсита. Конечный продукт с содержанием углерода ниже 0,8% представляет собой смесь перлит-αFe, а содержание углерода выше 0,8% представляет собой смесь перлит-цементит.

В сером чугуне углерод существует отдельно, мелкие хлопья графита, а также делают материал хрупким из-за чешуек графита с острыми краями, которые создают участки концентрации напряжений внутри материала. Более новый вариант серого чугуна, именуемый высокопрочный чугун, специально обрабатывают следовыми количествами магния, чтобы изменить форму графита на сфероиды или конкреции, снижая концентрации напряжений и значительно увеличивает ударную вязкость и прочность материала.

Кованое железо содержит менее 0,25% углерода, но большое количество шлака придает ему волокнистость. Это прочный, податливый продукт, но не такой плавкий, как чугун. Если заточить до края, он быстро его теряет. Кованое железо характеризуется наличием тонких волокон шлака, заключенных в металле. Кованое железо более устойчиво к коррозии, чем сталь. Ее почти полностью заменили на низкоуглеродистую сталь для традиционных изделий из «кованого железа» и кузнечное дело.

Мягкая сталь подвержена коррозии быстрее, чем кованое железо, но она дешевле и более доступна. Углеродистая сталь содержит 2,0% углерода или менее, с небольшими количествами марганца, серы, фосфора и кремния. Легированные стали содержат различные количества углерода, а также других металлов, таких как хром, ванадий, молибден, никель, вольфрам и т. д. Содержание в них сплава увеличивает их стоимость, поэтому они обычно используются только для специальных целей. Однако наиболее распространенной легированной сталью является нержавеющая сталь. Последние разработки в черной металлургии привели к производству все большего количества микролегированных сталей, также называемых «HSLA », или высокопрочных, низколегированных сталей, содержащих крошечные добавки, обеспечивающие высокую прочность и часто впечатляющую ударную вязкость при минимальных затратах.

Фотон массовый коэффициент ослабления для железа.

Помимо традиционных применений, железо также используется для защиты от ионизирующего излучения. Хотя он легче другого традиционного защитного материала, свинца, он намного прочнее механически. На графике показано ослабление излучения в зависимости от энергии.

Главный недостаток чугуна и стали заключается в том, что чистое железо и большинство его сплавов сильно страдают от ржавчины, если не защищены каким-либо образом, затраты составляют более 1% мировой экономики. Покраска, гальванизация, пассивация, пластиковое покрытие и воронение используются для защиты железа от ржавчины за счет исключения воды и кислорода или с помощью катодной защиты. Механизм ржавчины железа следующий:

Катод: 3 O 2 + 6 H 2 O + 12 e → 12 OH

Анод: 4 Fe → 4 Fe + 8 e; 4 Fe → 4 Fe + 4 e

Всего: 4 Fe + 3 O 2 + 6 H 2 O → 4 Fe + 12 OH → 4 Fe (OH) 3 или 4 FeO (OH) + 4 H 2O

Электролит обычно сульфат железа (II) в городских районах (образуется при атмосферном диоксиде серы атакует железо) и частицы соли в атмосфере в приморских районах.

Соединения железа

Хотя в основном железо используется в металлургии, соединения железа также широко распространены в промышленности. Железные катализаторы традиционно используются в процессе Хабера-Боша для производства аммиака и процессе Фишера-Тропша для превращения монооксида углерода в углеводороды для топлива и смазочные материалы. Порошковое железо в кислотном растворителе использовалось в восстановлении Бешампа восстановлении нитробензола до анилина.

оксида железа (III), смешанного с алюминием. Порошок может быть воспламенен для создания реакции термитов, используемой при сварке больших железных деталей (например, рельсов ) и очистке руды. Оксид железа (III) и используется как красноватый и охристый пигменты.

Хлорид железа (III) находит применение при очистке воды и очистке сточных вод, при крашении ткани, в качестве краситель в красках, в качестве добавки к корму для животных и в качестве травителя для меди при производстве печатных плат. Его также можно растворить в спирте с образованием настойки железа, которая используется в качестве лекарства для остановки кровотечения у канареек.

Сульфат железа (II) используется в качестве предшественника других соединений железа. Он также используется для восстановления хромата в цементе. Он используется для обогащения пищевых продуктов и лечения железодефицитной анемии. Сульфат железа (III) используется для осаждения мельчайших частиц сточных вод в баковой воде. Хлорид железа (II) используется в качестве восстанавливающего флокулянта, при образовании комплексов железа и магнитных оксидов железа, а также в качестве восстановителя в органическом синтезе.

Биологическая и патологическая роль

Железо необходимо для жизни. Кластеры железо-сера распространены и включают нитрогеназу, ферменты, ответственные за биологическую фиксацию азота. Железосодержащие белки участвуют в транспортировке, хранении и использовании кислорода. Белки железа участвуют в переносе электрона.

Структура гема b ; в белке дополнительный лиганд (ы) может быть присоединен к Fe.

Примеры железосодержащих белков у высших организмов включают гемоглобин, цитохром (см. высокомалентный железо ) и каталаза. Средний взрослый человек содержит около 0,005% веса тела железа, или около четырех граммов, из которых три четверти приходится на гемоглобин — уровень, который остается постоянным, несмотря на то, что каждый день усваивается только около одного миллиграмма железа, поскольку человеческое тело перерабатывает свой гемоглобин для содержания железа.

Биохимия

Получение железа представляет проблему для аэробных организмов, поскольку трехвалентное железо плохо растворяется вблизи нейтрального pH. Таким образом, эти организмы разработали средства для поглощения железа в виде комплексов, иногда поглощая двухвалентное железо, прежде чем окислять его обратно до трехвалентного железа. В частности, бактерии развили очень высокоаффинные секвестрирующие агенты, называемые сидерофорами.

. После поглощения человеческими клетками хранение железа точно регулируется. Основным компонентом этой регуляции является белок трансферрин, который связывает ионы железа, абсорбированные из двенадцатиперстной кишки, и переносит его с кровью в клетки. Трансферрин содержит Fe в центре искаженного октаэдра, связанный с одним азотом, тремя атомами кислорода и хелатирующим карбонатным анионом, который захватывает ион Fe: у него такая высокая константа стабильности , что он очень эффективно поглощает ионы Fe даже из самых стабильных комплексов. В костном мозге трансферрин восстанавливается из Fe и Fe и сохраняется в виде ферритина для включения в гемоглобин.

Наиболее известные и изученные биоинорганические соединения железа ( биологические молекулы железа) представляют собой гемовые белки : примерами являются гемоглобин, миоглобин и цитохром P450. Эти соединения участвуют в транспортировке газов, создании ферментов и переносе электронов. Металлопротеины представляют собой группу белков с кофакторами ионов металлов. Некоторыми примерами металлопротеинов железа являются ферритин и рубредоксин. Многие ферменты, жизненно важные для жизни, содержат железо, такие как каталаза, липоксигеназы и IRE-BP.

Гемоглобин — переносчик кислорода, который содержится в красных кровяных тельцах. и способствует их окраске, транспортируя кислород по артериям от легких к мышцам, где он передается в миоглобин, который сохраняет его до тех пор, пока он не понадобится для метаболического окисления глюкозы, генерируя энергию. Здесь гемоглобин связывается с углекислым газом, образующимся при окислении глюкозы, который транспортируется по венам гемоглобином (преимущественно в виде анионов бикарбоната ) обратно в легкие, где он выдыхается. В гемоглобине железо находится в одной из четырех групп гема и имеет шесть возможных координационных центров; четыре заняты атомами азота в кольце порфирина, пятое — атомом азота имидазола в остатке гистидина одной из белковых цепей, присоединенной к гемовой группе, а шестой зарезервирован для молекулы кислорода, с которой он может обратимо связываться. Когда гемоглобин не присоединен к кислороду (и тогда его называют дезоксигемоглобином), ион Fe в центре группы гема (внутри гидрофобного белка) находится в высокоспиновой конфигурации. Таким образом, оно слишком велико, чтобы поместиться внутри порфиринового кольца, которое вместо этого изгибается в купол с ионом Fe примерно на 55 пикометров над ним. В этой конфигурации шестой координационный центр, зарезервированный для кислорода, заблокирован другим остатком гистидина.

Когда дезоксигемоглобин захватывает молекулу кислорода, этот остаток гистидина удаляется и возвращается, как только кислород надежно присоединяется, образуя водородная связь с ним. Это приводит к переключению иона Fe на низкоспиновую конфигурацию, что приводит к уменьшению ионного радиуса на 20%, так что теперь он может помещаться в порфириновое кольцо, которое становится плоским. (Кроме того, эта водородная связь приводит к наклону молекулы кислорода, в результате чего валентный угол Fe — O — O составляет около 120 °, что позволяет избежать образования мостиков Fe — O — Fe или Fe — O 2 –Fe Это приводит к перемещению всех белковых цепей, что приводит к изменению других форм субъединиц гемоглобина на форму с большим сродством к кислороду. Таким образом, когда дезоксигемоглобин поглощает кислород, его слияние к большему количеству кислорода увеличивается, и наоборот. Миоглобин, с другой стороны, содержит только одну гемовую группу, и, следовательно, этот кооперативный эффект не может возникнуть. Таким образом, хотя гемоглобин почти насыщен кислородом при высоких парциальных давлениях кислорода в легких, его сродство к кислороду намного, чем у миоглобина, который насыщает кислородом даже при низких парциальных давлениях кислорода в мышечной ткани. Как описано с помощью эффект Бора (названного в честь Кристиана Бора, отца Нильса Бора ), сродство гемоглобина к кислороду уменьшено в приведенном диоксида углерода.

Гемовая единица человеческого карбоксигемоглобина, показывающая карбонильный лиганд в апикальном положении, транс к остатку гистидина.

Окись углерода и фосфор Трифторид ядовит для человека, потому что он связан с гемоглобином так же, как с кислородом, но с гораздо большей силой, так что кислород больше не может переноситься по всему телу. Гемоглобин, связанный с оксидом углерода, известен как карбоксигемоглобин. Этот эффект также играет второстепенную роль в токсичности цианида, но главный эффектом является его вмешательство в правильное функционирование белка-транспортера электронов цитохрома А. Белки цитохрома также включают гемовые группы и участвуют в метаболическом окислении глюкозы кислородом. Затем этот шестой координационный сайт занимает либо другой имидазольный азот, либо метионин сера, так что эти белки в степени инертны по отношению к кислороду — за исключением цитохрома a, который напрямую связывается с кислородом и, таким образом, очень легко отравлен цианидом. Здесь перенос электрона происходит, когда железо остается в низком спине, но изменяется между состояниями окисления +2 и +3. Возможности восстановления на каждом этапе немного больше, чем на предыдущем, энергия постепенно увеличивается и таким образом, может храниться в аденозинтрифосфате. Цитохром немного отличается, как он находится на митохондриальной мембране, связывается с кислородом и переносит протоны, а также электроны следующим образом:

4 Cytc + O 2 + 8H. внутри → 4 Cytc + 2 H 2 O + 4H. снаружи

Хотя гемовые белки являются наиболее важными классом железосодержащих белков, белки железо-сера также очень важны, поскольку они участвуют в переносе электронов, что возможно, поскольку железо может стабильно существовать в состоянии окисления +2 или +3. Они имеют, два, четыре или четыре атома железа, каждый из которых представляет собой тетраэдрически координирован с четырьмя атомами серы; из-за этой тетраэдрической системы в них всегда есть высокоспиновое железо. Самым только из таких соединений является рубредоксин, который имеет один атом железа, координированный с четырьмя атомами серы от остатков цистеина в окружающих пептидных цепях. Другой важный класс железо-серных белков — это ферредоксины, которые имеют несколько атомов железа. Трансферрин не принадлежит ни к одному из этих классов.

Способность морских мидий удерживать свои позиции на скалах в океане обеспечивается за счет использования металлоорганического железа -основные связи в их богатой белком кутикуле. Основываясь на синтетических аналогах, обнаружение железа в этой структурех увеличивало модуль упругости в 770 раз, предел прочности на разрыв в 58 раз и ударную вязкость в 92 раза. Уровень стресса, необходимый для их необратимого повреждения, увеличился в 76 раз.

Питание

Диета

Железо широко распространено, но особенно богатые источники пищевого железа, включая красное мясо, устрицы, чечевица, фасоль, птица, рыба, листовые овощи, кресс-салат, тофу, нут, черноглазый горох и меласса. Хлеб и хлопья для завтрака иногда специально обогащены железом.

Железо, содержащееся в пищевых добавках, часто встречается в виде фумарата железа (II), хотя сульфат железа (II) дешевле и одинаково хорошо абсорбируется. Элементарное железо или восстановленное железо, несмотря на то, что абсорбируется на уровне одной трети до двух третей эффективности (по сравнению с сульфатом железа), часто в такие продукты, как сухие завтраки или обогащенная пшеничная мука. Железо наиболее доступно для организма, когда хелатировано с аминокислотами, а также доступно для использования в качестве обычной добавки железа. Глицин, наименее дорогая аминокислота, чаще всего используется для производства добавок глицината железа.

по Рекомендации питанию

Институт медицины США (IOM) обновил средние расчетные потребности (EAR) и Рекомендуемая диетическая норма (RDA) для железа в 2001 году. Текущий EAR для железа для женщин в возрасте 14–18 лет составляет 7,9 мг / день, 8,1 мг / день для возраста 19–50 лет и 5,0 мг в последующий период (после менопаузы). Для мужчин EAR составляет 6,0 мг / день в возрасте от 19 лет и старше. Рекомендуемая суточная норма составляет 15,0 мг / день для женщин в возрасте 15–18 лет, 18,0 мг для женщин 19–50 лет и 8,0 в дальнейшем. Для мужчин: 8,0 мг / день в возрасте от 19 лет и старше. RDA выше, чем EAR, чтобы определить сумму, которая покроют людей с потребностями выше среднего. Рекомендуемая суточная доза для беременных составляет 27 мг / день, а для кормления грудью — 9 мг / день. Для детей в возрасте 1-3 лет — 7 мг / день, 10 — в возрасте 4-8 лет и 8 — в возрасте 9-13 лет. Что касается безопасности, IOM также устанавливает допустимые верхние уровни потребления (UL) для витаминов и минералов, если доказательств достаточно. В случае железа верхний предел установлен на уровне 45 мг / день. В совокупности EAR, RDA и UL обозначаются как Референтное потребление пищи.

Европейское управление по безопасности пищевых продуктов (EFSA) называемыми совокупным набором информации контрольными значениями питания с эталонным потреблением населения. (PRI) вместо RDA и Среднее требование вместо EAR. AI и UL: экологически чистая продукция так же, как в США. Для женщин PRI составляет 13 мг / день в возрасте 15–17 лет, 16 мг / день для женщин в возрасте 18 лет и старше в пременопаузе и 11 мг / день в постменопаузе. При беременности и кормлении грудью — 16 мг / сут. Для мужчин PRI составляет 11 мг / день в возрасте 15 лет и старше. Для детей в возрасте от 1 до 14 лет PRI увеличивается с 7 до 11 мг / день. PRI выше, чем RDA в США, за исключением беременности. EFSA рассмотрело тот же вопрос безопасности и не установило UL.

Младенцам могут потребляться добавки железа, если они кормятся из коровьего молока из бутылочки. Часто доноры крови подвержены риску низкого уровня железа, и им рекомендуют потребление железа.

Для целей маркировки пищевых продуктов и пищевых добавок в США количество в порции выражается в процентах дневной стоимости (% DV). Для целей маркировки железа 100% дневной нормы составляющего 18 мг, а по состоянию на 27 мая 2016 г. оставалось оставшимся на уровне 18 мг. Соблюдение обновленных правил маркировки требовалось к 1 января 2020 года для производителей с годовым объемом продаж продуктов питания 10 миллионов долларов и более и к 1 января 2021 года для производителей с годовым объемом продаж продуктов питания менее миллионов долларов. В течение первых шести месяцев после даты соответствия 1 января 2020 года FDA сотрудничает с новыми требованиями к этикеткам Nutrition Facts. Таблица старых и новых суточных значений для взрослых представлена ​​в разделе Референсная суточная доза.

Дефицит

Дефицит железа является наиболее распространенным дефицитом питания в мире. Когда железа не компенсируется адекватным потреблением железа с пищей, возникает состояние латентного дефицита железа, которое со временем приводит к железодефицитной анемии, если ее не лечить, что проявляется недостаточным эритроцитов и недостаточным количеством гемоглобина. Наиболее подвержены заболеванию дети, пременопаузальные женщины (женщины детородного возраста) и люди с плохим питанием. В большинстве случаев железодефицитная анемия протекает в легкой форме.

Избыток

Поглощение железа строго регулируется человеческим телом, у которого нет регулируемых физиологических средств выделения железа. Ежедневно теряется лишь небольшое количество железа из-за слущивания эпителиальных клеток слизистой оболочки, оболочек и кожи, контроль уровня железа в основном достигается за счет регулирования поглощения. Регуляция поглощения железа у некоторых людей нарушена в результате генетического дефекта, который отображается в области гена HLA-H на хромосоме 6 и приводит к аномально низким уровням гепсидин, ключевой регулятор поступления железа в систему кровообращения у млекопитающих. У этих людей чрезмерное потребление железа может привести к расстройствам, способным вызвать перегрузку железом, которые в медицине известны как гемохроматоз. Многие люди имеют не диагностированную генетическую предрасположенность к перегрузке железом и не знают семейного анамнеза этой проблемы. По этой причине людям не следует принимать добавки железа, если они не страдают дефицитом железа и не проконсультировались с врачом. Гемохроматоз считается от 0,3 до 0,8% всех метаболических заболеваний у европеоидов.

Передозировка проглоченного железа может вызвать чрезмерный уровень свободного железа в крови. Высокое содержание свободного двухвалентного железа в крови реагирует с пероксидами с образованием высокореактивных свободных радикалов, которые могут повредить ДНК, белки, липиды и другие клеточные компоненты. Проблемы возникают, когда возникают проблемы, когда возникают проблемы, когда возникают уровни железа, превышающие доступность трансферрина для связывания железа. Повреждение клеток желудочно-кишечного тракта также может помешать им регулировать абсорбцию железа, что приведет к дальнейшему повышению уровня в крови. Железо обычно повреждает клетки в сердце, печени и других местах, вызывая побочные эффекты, включая кому, метаболический ацидоз, шок., печеночная недостаточность, коагулопатия, респираторный дистресс-синдром у взрослых, длительное повреждение органов и даже смерть. Люди испытывают отравление железом, когда содержание железа превышает 20 миллиграммов на каждый килограмм массы тела; 60 миллиграммов на килограмм считаются смертельной дозой. Чрезмерное потребление железа, часто используемое в результате употребления большого количества таблеток сульфата железа, предназначенное для употребления взрослыми, одним из наиболее частых токсикологических причин смерти в возрасте до шести лет. Референсное потребление с пищей (DRI) устанавливает максимально допустимый уровень потребления (UL) для взрослых на уровне 45 мг / день. Для детей младше четырнадцати лет UL составляет 40 мг / день.

Медицинское лечение отравления железом является сложным и дополнительным использованием специального хелатирующего агента, называемого дефероксамином связывать и выводить излишки железа из организма.

Рак

Роль железа в защите от рака может быть описана как «палка о двух концах» из-за его повсеместного присутствия в не -патологических процессах. У людей, проходящих химиотерапия, может развиться дефицит железа и анемия, при которых внутривенная терапия железом используется для восстановления уровня железа. Перегрузка железом, которая может вызвать рост опухоли и повысить предрасположенность к развитию рака, особенно колоректального рака.

См. Также

• Химический портал

• Эль-Мутун в Боливии, где находится 10% доступной в мире железной руды
• Наночастица железа
• Наночастица железо-платина
• Удобрение железом — удобено удобрение океанов для стимулирования фитопланктона рост
• железоокисляющие бактерии
• Список стран по производству железа
• окомкование — создание железорудных окатышей
• нержавеющее железо
• Сталь
• Железный цикл

Список литературы

Библиография

• Гринвуд, Норман Н. ; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 978-0-08-037941-8.
• Недели, Мэри Эльвира ; Лейчестер, Генри М. (1968). «Элементы, известные древним». Открытие элементов. Истон, Пенсильвания: Журнал химического образования. Стр. 29 –40. ISBN 0-7661-3872-0. LCCN 68-15217.

Дополнительная литература

• H.R. Шуберт, История британской черной металлургии… до 1775 года нашей эры (Рутледж, Лондон, 1957)
• Р.Ф. Тайлекот, История металлургии (Институт материалов, Лондон, 1992 г.).
• Р.Ф. Тайлекот, «Железо в промышленной революции» в J. Day и R.F. Тайлекот, Промышленная революция в металлах (Институт материалов, 1991), 200–60.

Внешние ссылки

Найдите iron в Wiktionary, бесплатном формате.

Викискладе есть материалы, связанные с железом.

• It’s Elemental — Железо
• Железо в Периодическая таблица видео (Ноттингемский университет)
• Металлургия для неметаллургов
• Железо Дж.Б. Калверт