Ciało ludzkie zawiera około 5 g żelaza, większość (70%) wchodzi w skład hemoglobiny we krwi.

Właściwości fizyczne

W stanie wolnym żelazo jest srebrzystobiałym metalem o szarawym odcieniu. Czyste żelazo jest plastyczne i ma właściwości ferromagnetyczne. W praktyce zwykle stosuje się stopy żelaza - żeliwo i stal.

Fe jest najważniejszym i najpowszechniejszym pierwiastkiem z dziewięciu d-metali podgrupy VIII grupy. Razem z kobaltem i niklem tworzy „rodzinę żelaza”.

Tworząc związki z innymi pierwiastkami, często wykorzystuje 2 lub 3 elektrony (B = II, III).

Żelazo, podobnie jak prawie wszystkie pierwiastki d grupy VIII, nie wykazuje wyższej wartościowości równej numerowi grupy. Jego maksymalna wartościowość sięga VI i pojawia się niezwykle rzadko.

Najbardziej typowymi związkami są te, w których atomy Fe znajdują się na stopniach utlenienia +2 i +3.

Metody otrzymywania żelaza

1. Żelazo techniczne (stopowe z węglem i innymi zanieczyszczeniami) otrzymuje się w procesie karbotermicznej redukcji jego naturalnych związków według następującego schematu:

Powrót do zdrowia następuje stopniowo, w 3 etapach:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO2

Żeliwo powstające w tym procesie zawiera ponad 2% węgla. Następnie żeliwo wykorzystuje się do produkcji stali – stopów żelaza zawierających poniżej 1,5% węgla.

2. Bardzo czyste żelazo otrzymuje się jednym z następujących sposobów:

a) rozkład pentakarbonylu Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

b) redukcja czystego FeO wodorem

FeO + H2 = Fe + H2O

c) elektroliza wodnych roztworów soli Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2 CO 2

szczawian żelaza(II).

Właściwości chemiczne

Fe jest metalem o średniej aktywności i wykazuje ogólne właściwości charakterystyczne dla metali.

Unikalną cechą jest zdolność „rdzewienia” w wilgotnym powietrzu:

W przypadku braku wilgoci i suchego powietrza żelazo zaczyna reagować zauważalnie dopiero w temperaturze T > 150°C; podczas kalcynacji powstaje „łuska żelaza” Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Żelazo nie rozpuszcza się w wodzie przy braku tlenu. W bardzo wysokich temperaturach Fe reaguje z parą wodną, ​​wypierając wodór z cząsteczek wody:

3Fe + 4H2O(g) = 4H2

Mechanizmem rdzewienia jest korozja elektrochemiczna. Produkt rdzy przedstawiony jest w uproszczonej formie. W rzeczywistości tworzy się luźna warstwa mieszaniny tlenków i wodorotlenków o zmiennym składzie. W odróżnieniu od folii Al 2 O 3 warstwa ta nie chroni żelaza przed dalszym zniszczeniem.

Rodzaje korozji

Ochrona żelaza przed korozją

1. Oddziaływanie z halogenami i siarką w wysokich temperaturach.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + Ja 2 = FeI 2

Tworzą się związki, w których dominuje wiązanie jonowe.

2. Oddziaływanie z fosforem, węglem, krzemem (żelazo nie łączy się bezpośrednio z N2 i H2, ale je rozpuszcza).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Tworzą się substancje o zmiennym składzie, np. berthollidy (w związkach dominuje kowalencyjny charakter wiązania)

3. Interakcja z kwasami „nieutleniającymi” (HCl, H 2 SO 4 rozcieńcz.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Ponieważ Fe znajduje się w szeregu aktywności na lewo od wodoru (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), jest w stanie wypierać H2 ze zwykłych kwasów.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

4. Interakcja z kwasami „utleniającymi” (HNO 3, H 2 SO 4 stężony)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Stężone HNO 3 i H 2 SO 4 „pasywują” żelazo, dzięki czemu w zwykłych temperaturach metal się w nich nie rozpuszcza. Przy silnym ogrzewaniu następuje powolne rozpuszczanie (bez uwalniania H2).

W sekcji Żelazo HNO 3 rozpuszcza się, przechodzi do roztworu w postaci kationów Fe 3+, a anion kwasowy ulega redukcji do NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

Bardzo dobrze rozpuszczalny w mieszaninie HCl i HNO 3

5. Stosunek do zasad

Fe nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad. Reaguje ze stopionymi zasadami tylko w bardzo wysokich temperaturach.

6. Oddziaływanie z solami metali mniej aktywnych

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Oddziaływanie z gazowym tlenkiem węgla (t = 200°C, P)

Fe (proszek) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 pentakarbonyl żelaza

Związki Fe(III).

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III).

Czerwono-brązowy proszek, n.d. R. w H 2 O. W naturze - „czerwona ruda żelaza”.

Metody uzyskania:

1) rozkład wodorotlenku żelaza (III).

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) wypalanie pirytu

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) rozkład azotanów

Właściwości chemiczne

Fe 2 O 3 jest tlenkiem zasadowym wykazującym oznaki amfoteryczności.

I. Główne właściwości przejawiają się w zdolności do reagowania z kwasami:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Słabe właściwości kwasowe. Fe 2 O 3 nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad, ale po stopieniu ze stałymi tlenkami, zasadami i węglanami tworzy ferryty:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaFeO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 – surowiec do produkcji żelaza w metalurgii:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO lub Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - wodorotlenek żelaza (III).

Metody uzyskania:

Otrzymywany przez działanie zasad na rozpuszczalne sole Fe 3+:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

W momencie przygotowania Fe(OH) 3 jest czerwono-brązowym, śluzowo-bezpostaciowym osadem.

Wodorotlenek Fe(III) powstaje także podczas utleniania Fe i Fe(OH) 2 w wilgotnym powietrzu:

4Fe + 6H 2O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Wodorotlenek Fe(III) jest końcowym produktem hydrolizy soli Fe 3+.

Właściwości chemiczne

Fe(OH) 3 jest bardzo słabą zasadą (znacznie słabszą niż Fe(OH) 2). Wykazuje zauważalne właściwości kwasowe. Zatem Fe(OH) 3 ma charakter amfoteryczny:

1) reakcje z kwasami zachodzą łatwo:

2) świeży osad Fe(OH) 3 rozpuszcza się w gorącym stęż. roztwory KOH lub NaOH z tworzeniem kompleksów hydroksylowych:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

W roztworze zasadowym Fe(OH) 3 można utlenić do nadżelazianów (sole kwasu żelazawego H 2 FeO 4 nie uwalniane w stanie wolnym):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2O

Sole Fe 3+

Najbardziej praktyczne są: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - żółta sól krwi = Fe 4 3 Błękit pruski (ciemnoniebieski osad)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocyjanian Fe(III) (krwawoczerwony roztwór)

68. Związki żelaza

Tlenek żelaza (II) FeO– czarna, krystaliczna substancja, nierozpuszczalna w wodzie i zasadach. FeO pasuje do podstawy Fe(OH)2.

Paragon. Tlenek żelaza (II) można otrzymać przez niecałkowitą redukcję magnetycznej rudy żelaza tlenkiem węgla (II):

Właściwości chemiczne. Jest to główny tlenek. Reagując z kwasami tworzy sole:

Wodorotlenek żelaza (II) Fe(OH)2- biała, krystaliczna substancja.

Paragon. Wodorotlenek żelaza (II) otrzymuje się z dwuwartościowych soli żelaza pod działaniem roztworów alkalicznych:

Właściwości chemiczne. Zasadowy wodorotlenek. Reaguje z kwasami:

W powietrzu Fe(OH)2 utlenia się do Fe(OH)3:

Tlenek żelaza(III) Fe2O3– brązowa substancja, występująca w przyrodzie w postaci czerwonej rudy żelaza, nierozpuszczalna w wodzie.

Paragon. Podczas wypalania pirytu:

Właściwości chemiczne. Wykazuje słabe właściwości amfoteryczne. Podczas interakcji z zasadami tworzy sole:

Wodorotlenek żelaza (III) Fe(OH)3– czerwonobrązowa substancja, nierozpuszczalna w wodzie i nadmiarze zasad.

Paragon. Otrzymywany przez utlenianie tlenku żelaza (III) i wodorotlenku żelaza (II).

Właściwości chemiczne. Jest związkiem amfoterycznym (z przewagą właściwości zasadowych). Wytrąca się pod wpływem zasad na solach żelaza(III):

Sole żelazawe otrzymywany w wyniku reakcji metalicznego żelaza z odpowiednimi kwasami. Są silnie zhydrolizowane, dlatego ich wodne roztwory są energetycznymi reduktorami:

Po podgrzaniu powyżej 480 ° C rozkłada się, tworząc tlenki:

Gdy zasady działają na siarczan żelaza (II), powstaje wodorotlenek żelaza (II):

Tworzy krystaliczny hydrat - FeSO4⋅7Н2О (siarczan żelaza). Chlorek żelaza (III) FeCl3 – ciemnobrązowa, krystaliczna substancja.

Właściwości chemiczne. Rozpuśćmy się w wodzie. FeCl3 wykazuje właściwości utleniające.

Reduktory - magnez, cynk, siarkowodór, utleniają się bez ogrzewania.

Właściwości chemiczne

Właściwości chemiczne

Sole Fe(II).

Właściwości chemiczne

Właściwości chemiczne

FeO - tlenek Fe(II).

Ogniotrwały czarny proszek piroforyczny, nierozpuszczalny w wodzie.

Pod względem właściwości chemicznych FeO jest tlenkiem zasadowym. Reaguje z kwasami tworząc sole:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3

3FeO + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3 + NO + 5H 2 O

Fe(OH) 2 – wodorotlenek Fe(II).– biała substancja stała, nierozpuszczalna w wodzie.

Pod względem chemicznym jest słabą zasadą, łatwo reaguje z kwasami i nie reaguje z zasadami. Fe(OH) 2 jest substancją niestabilną: po podgrzaniu bez dostępu powietrza rozkłada się, a w powietrzu samoistnie utlenia się:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (t)

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

jasnozielony brąz

Najbardziej praktyczne z nich to: FeSO 4, FeCl 2, Fe(NO 3) 3, FeS, FeS 2.

Charakterystyczne jest tworzenie się soli złożonych i podwójnych z solami metali alkalicznych i amonowych:

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (żółta sól krwi)

FeCl2 + 2KCl = K2

Sól Mory

(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O

Siarczan żelaza

Uwodniony jon Fe 2+ ma kolor jasnozielony.

1. Rozpuszczalne sole Fe 2+ w roztworach wodnych ulegają hydrolizie z utworzeniem kwaśnego środowiska:

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H +

2. Wykazywać ogólne właściwości typowych soli (oddziaływania jonowymienne):

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓ + 2NaCl

FeSO 4 + BaCl 2 = FeCl 2 + BaSO 4 ↓

3. Łatwo utlenia się silnymi utleniaczami

Fe 2+ - 1ē → Fe 3+

10Fe +2 SO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe +3 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

4. Reakcje jakościowe do wykrywania kationów Fe 2+:

a) 3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ↓

czerwona sól krwi, błękit Turnbulla

(ciemnoniebieski osad)

b) pod wpływem zasad wytrąca się bladozielony osad Fe(OH) 2, który w powietrzu stopniowo zmienia kolor na zielony, a następnie przechodzi w brązowy Fe(OH) 3 .

Związki Fe(III).

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III).

Proszek czerwonobrązowy, nierozpuszczalny w wodzie. W naturze - „czerwona ruda żelaza”.

Fe 2 O 3 jest tlenkiem zasadowym wykazującym oznaki amfoteryczności.

1. Główne właściwości przejawiają się w zdolności do reakcji z kwasami:

Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

2. Fe 2 O 3 nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad, ale po stopieniu ze stałymi tlenkami, zasadami i węglanami tworzy ferryty:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2 (t)

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaFeO 2 + H 2 O (t)

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2 (t)

3. Fe 2 O 3 – surowiec do produkcji żelaza w hutnictwie:

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO lub Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2

Fe(OH) 3 – wodorotlenek żelaza (III).

Fe(OH) 3 jest bardzo słabą zasadą (znacznie słabszą niż Fe(OH) 2). Fe(OH) 3 ma charakter amfoteryczny:

1) Reakcje z kwasami zachodzą łatwo:

Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O

2) Świeży osad Fe(OH) 3 rozpuszcza się w gorących stężonych roztworach KOH lub NaOH tworząc hydroksykompleksy:

Fe(OH) 3 + 2KOH = K 3

W roztworze zasadowym Fe(OH) 3 można utlenić do nadżelazianów (sole kwasu żelazawego H 2 FeO 4 nie uwalniane w stanie wolnym):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2O

Sole Fe 3+

Najbardziej praktyczne z nich to:

Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3

Charakterystyczne jest powstawanie soli podwójnych - ałunu żelaza:

(NH 4)Fe(SO 4) 2 12H 2 O

KFe(SO 4) 2 12H 2 O

Sole Fe 3+ często barwią się zarówno w stanie stałym, jak i w roztworze wodnym. Wynika to z obecności uwodnionych form lub produktów hydrolizy.

Gęstość 5,745 g/cm3 Właściwości termiczne T. pływak. 1377°C T.kip. 3414°C T. grudzień 560-700°C Entalpia tworzenia FeO(s): -272 kJ/mol
FeO(l): 251 kJ/mol Klasyfikacja UŚMIECHA SIĘ Bezpieczeństwo NFPA704 Podane dane opierają się na warunkach standardowych (25°C, 100 kPa), chyba że zaznaczono inaczej.

Tlenek żelaza(II). (tlenek żelaza) - złożony nieorganiczny związek dwuwartościowego żelaza i tlenu.

Właściwości fizyczne

Połączenie jest czarne. Sieć krystaliczna przypominająca sól kamienną. Ma strukturę niestechiometryczną o zakresie jednorodności od Fe 0,84 O do Fe 0,95 O. Wynika to z faktu, że jego sieć krystaliczna jest stabilna tylko wtedy, gdy nie wszystkie jej węzły są zajęte przez atomy żelaza. Tlenek żelaza (II) staje się stabilny dopiero wraz ze wzrostem temperatury.

Będąc w naturze

Tlenek żelaza(II) występuje naturalnie jako minerał wustyt.

Paragon

• Ogrzewanie żelaza przy niskim ciśnieniu cząstkowym tlenu:

$\backslash mathsf(2Fe\; +\; O\_2\; \backslash xrightarrow(t)\; 2FeO)$

• Rozkład szczawianu żelaza (II) w próżni:

$\backslash mathsf(FeC\_2O\_4\; \backslash xrightarrow(t)\; FeO\; +\; CO\backslash uparrow\; +\; CO\_2\backslash uparrow)$

• Oddziaływanie żelaza z tlenkiem żelaza (III) lub tlenkiem żelaza (II, III):

$\backslash mathsf(Fe\; +\; Fe\_2O\_3\; \backslash xrightarrow(900^oC)\; 3FeO)$
$\backslash mathsf(Fe\; +\; Fe\_3O\_4\; \backslash xrightarrow(900-1000^oC)\; 4FeO)$

• Redukcja tlenku żelaza(III) za pomocą tlenku węgla:

$\backslash mathsf(Fe\_2O\_3\; +\; CO\; \backslash xrightarrow(500-600^oC)\; 2FeO\; +\; CO\_2\backslash uparrow)$

• Termiczny rozkład tlenku żelaza (II, III):

$\backslash mathsf(2Fe\_3O\_4\; \backslash xrightarrow(>1538^oC)\; 6FeO\; +\; O\_2\backslash uparrow)$

• Termiczny rozkład wodorotlenku żelaza (II) bez dostępu powietrza:

$\backslash mathsf(Fe(OH)\_2\; \backslash xrightarrow(150-200^oC)\; FeO\; +\; H\_2O)$

• Termiczny rozkład węglanu żelaza (II) bez dostępu powietrza:

$\backslash mathsf(FeCO\_3\; \backslash xrightarrow(t)\; FeO\; +\; CO\_2\backslash uparrow)$

Właściwości chemiczne

$\backslash mathsf(4FeO\; \backslash xrightarrow(\; 200\; -565^oC)\; Fe\_3O\_4\; +\; Fe)$

• Interakcja z rozcieńczonym kwasem solnym:

$\backslash mathsf(FeO\; +\; 2HCl\; \backslash longrightarrow\; FeCl\_2\; +\; H\_2O)$

• Reakcja ze stężonym kwasem azotowym:

$\backslash mathsf(FeO\; +\; 4HNO\_3\; \backslash longrightarrow\; Fe(NO\_3)\_3\; +\; NO\_2\; +\; 2H\_2O)$

• Fuzja z wodorotlenkiem sodu:

$\backslash mathsf(FeO\; +\; 4NaOH\; \backslash xrightarrow(400-500^oC)\; Na\_4FeO\_3\; +\; 2H\_2O)$

• Interakcja z tlenem:

$\backslash mathsf(4FeO\; +\; 2nH\_2O\; +\; O\_2\; \backslash rightarrow\; 2(Fe\_2O\_3\backslash cdot\; nH\_2O))$ $\backslash mathsf(6FeO\; +\; O\_2\; \backslash xrightarrow(300-500^oC)\; 2Fe\_3O\_4)$

• Interakcja z siarkowodorem:

$\backslash mathsf(FeO\; +\; H\_2S\; \backslash xrightarrow(500^oC)\; FeS\; +\; H\_2O)$

• Redukcja wodorem i koksem:

$\backslash mathsf(FeO\; +\; H\_2\; \backslash xrightarrow(350^oC)\; Fe\; +\; H\_2O)$ $\backslash mathsf(FeO\; +\; C\; \backslash xrightarrow(>1000^oC)\; Fe\; +\; CO)$

Aplikacja

• Uczestniczy w procesie wielkopiecowym wytapiania żelaza.
• Stosowany jest jako składnik ceramiki i farb mineralnych.
• W przemyśle spożywczym jest szeroko stosowany jako barwnik spożywczy pod numerem E172.

Powstawanie trwałej, cienkiej warstwy tlenku żelaza(II) na powierzchni stali jest efektem procesu zwanego niebieszczeniem. Dostosowując grubość tej warstwy, oprócz czerni, można uzyskać dowolny kolor zmatowienia. Technologia wytwarzania wzorów kolorystycznych na stali opiera się na tej właściwości tlenku żelaza(II).

Toksyczność

Aerozole (pył, dym) tlenku żelaza (II) przy długotrwałym narażeniu odkładają się w płucach i powodują syderozę, rodzaj pylicy płuc o stosunkowo łagodnym przebiegu.

Zobacz także

Napisz recenzję na temat artykułu "Tlenek żelaza(II)"

Literatura

• Lidin R. A. „Podręcznik dla uczniów. Chemia” M.: Asterel, 2003.
• Volkov A.I., Zharsky I.M. Duża książka referencyjna chemiczna / A.I. Volkov, I.M. Zharsky. - Mn.: Szkoła Nowoczesna, 2005. - 608 s.
• Lidin RA i inne. Właściwości chemiczne substancji nieorganicznych: Podręcznik. podręcznik dla uniwersytetów. Wydanie 3., poprawione/R.A. Lidin, V.A. Molochko, L.L. Andreeva; wyd. R.A.Lidina. - M.: Chemia, 200. 480 s.: il.
• Greenwood N. Chemia pierwiastków: w 2 tomach.
• .Greenwood, A.Earnshaw; uliczka z angielskiego - M.: BINOM. Laboratorium Wiedzy, 2011. - (Najlepszy podręcznik zagraniczny)
• Szkodliwe chemikalia. Związki nieorganiczne z grup V-VIII: Odniesienie. red./ A.L. Bandman, N.V. Volkova, T.D. Grekhova i inni; wyd. V.A. Filova i inni - L.: Chemia, 1989. 592 s.

To jest szkic artykułu na temat materii nieorganicznej. Możesz pomóc projektowi dodając do niego.

Wyciąg charakteryzujący tlenek żelaza(II).

Natasza zarumieniła się szkarłatem słysząc te słowa.
- Jak ona się rumieni, jak się rumieni, ma delicieuse! [moja droga!] – powiedziała Helena. - Zdecydowanie przyjdź. Si vous aimez quelqu”un, ma delicieuse, ce n”est pas une raison pour se cloitrer. Si meme vous etes obiecaj, je suis Sure que votre promis aurait pragnienie que vous alliez dans le monde en son absencji plutot que de deperir d"ennui. [Tylko dlatego, że kogoś kochasz, kochanie, nie powinnaś żyć jak zakonnica. Nawet jeśli jesteś panną młodą, jestem pewien, że twój pan młody wolałby, żebyś wyszła do towarzystwa pod jego nieobecność, niż umarła z nudów.]
„Więc ona wie, że jestem panną młodą, więc ona i jej mąż, z Pierrem, z tym pięknym Pierrem” - pomyślała Natasza, rozmawiała i śmiała się z tego. Więc to nic.” I znowu pod wpływem Heleny to, co wcześniej wydawało się straszne, wydawało się proste i naturalne. „I ona jest taką wielką damą, [ważną damą] taką słodką i oczywiście kocha mnie całym sercem” – pomyślała Natasza. A dlaczego nie dobrze się bawić? pomyślała Natasza, patrząc na Helenę zdziwionymi, szeroko otwartymi oczami.
Marya Dmitrievna wróciła na obiad milcząca i poważna, najwyraźniej pokonana przez starego księcia. Wciąż była zbyt podekscytowana zderzeniem, aby móc spokojnie opowiedzieć tę historię. Na pytanie hrabiego odpowiedziała, że ​​wszystko w porządku i że jutro mu o tym powie. Dowiedziawszy się o wizycie i zaproszeniu hrabiny Bezuchowej na wieczór, Marya Dmitrievna powiedziała:
„Nie lubię spędzać czasu z Bezuchową i nie polecam tego; Cóż, jeśli obiecałeś, idź, będziesz rozproszony” – dodała, zwracając się do Nataszy.

Hrabia Ilya Andreich zabrał swoje dziewczyny do hrabiny Bezukhowej. Wieczorem było dość dużo ludzi. Ale całe społeczeństwo było prawie nieznane Nataszy. Hrabia Ilja Andreich zauważył z niezadowoleniem, że całe to społeczeństwo składało się głównie z mężczyzn i kobiet, znanych ze swobody leczenia. M lle Georges, otoczona młodzieżą, stała w kącie salonu. Było tam kilku Francuzów, a wśród nich Metivier, który od chwili przybycia Heleny był jej współlokatorem. Hrabia Ilya Andreich postanowił nie grać w karty, nie opuszczać córek i wyjechać zaraz po zakończeniu występu Georgesa.
Anatole najwyraźniej czekał przy drzwiach, czekając na wejście Rostowów. Natychmiast przywitał się z hrabią, podszedł do Nataszy i poszedł za nią. Gdy tylko Natasza go zobaczyła, zupełnie jak w teatrze, ogarnęło ją uczucie próżnej przyjemności, że ją lubi i strachu przed brakiem barier moralnych między nią a nim. Helena z radością przyjęła Nataszę i głośno podziwiała jej urodę i strój. Wkrótce po ich przybyciu M-lle Georges opuściła pokój, aby się ubrać. W salonie zaczęli ustawiać krzesła i siadać. Anatole odsunął krzesło dla Nataszy i chciał usiąść obok niej, ale hrabia, który nie odrywał wzroku od Nataszy, usiadł obok niej. Anatole siedział z tyłu.
Mille Georges z nagimi, grubymi ramionami z dołeczkami, w czerwonym szalu przerzuconym przez ramię, wyszła w pozostawioną dla niej pustą przestrzeń między krzesłami i zatrzymała się w nienaturalnej pozie. Słychać entuzjastyczny szept. Mille Georges spojrzała surowo i ponuro na publiczność i zaczęła opowiadać po francusku kilka wierszy, które traktowały o jej zbrodniczej miłości do syna. W niektórych miejscach podnosiła głos, w innych szeptała, uroczyście podnosząc głowę, w innych zatrzymywała się i sapała, przewracając oczami.
- Urocze, boskie, pyszne! [Wspaniałe, boskie, cudowne!] – słychać było ze wszystkich stron. Natasza patrzyła na grubego Georgesa, ale nic nie słyszała, nie widziała i nie rozumiała nic z tego, co działo się przed nią; tylko znów poczuła się zupełnie nieodwołalnie w tym dziwnym, szalonym świecie, tak odległym od poprzedniego, w tym świecie, w którym nie można było wiedzieć, co jest dobre, co złe, co rozsądne, a co szalone. Anatole siedział za nią, a ona, czując jego bliskość, ze strachem na coś czekała.
Po pierwszym monologu całe towarzystwo wstało i otoczyło Mille Georges, wyrażając jej swój zachwyt.
- Jaka ona jest dobra! – powiedziała Natasza do ojca, który wraz z innymi wstał i przeszedł przez tłum w stronę aktorki.
„Nie znajduję tego, patrząc na ciebie” - powiedział Anatole, podążając za Nataszą. Powiedział to w chwili, gdy tylko ona mogła go usłyszeć. „Jesteś cudowna... od chwili, gdy cię zobaczyłam, nie przestawałam…”
„Chodź, chodźmy, Natasza” - powiedział hrabia, wracając po córkę. - Jak dobrze!
Natasza nic nie mówiąc podeszła do ojca i spojrzała na niego pytającym, zaskoczonym wzrokiem.
Po kilku przyjęciach recytacyjnych Mille Georges wyszła, a hrabina Bezukhaya poprosiła o towarzystwo w sali.
Hrabia chciał już wyjść, ale Helena błagała go, żeby nie psuł jej zaimprowizowanego balu. Rostowie pozostali. Anatole zaprosił Nataszę do walca i podczas walca, ściskając jej talię i rękę, powiedział jej, że jest ravissante [urocza] i że ją kocha. Podczas eko-sesji, którą ponownie tańczyła z Kuraginem, kiedy zostali sami, Anatole nic do niej nie powiedział, tylko patrzył na nią. Natasza miała wątpliwości, czy widziała we śnie to, co jej powiedział podczas walca. Na koniec pierwszej cyfry ponownie uścisnął jej dłoń. Natasza podniosła na niego przestraszone oczy, ale w jego czułym spojrzeniu i uśmiechu była tak pewna siebie czułość, że nie mogła na niego spojrzeć i powiedzieć, co miała mu do powiedzenia. Spuściła oczy.
„Nie mów mi takich rzeczy, jestem zaręczona i kocham innego” – powiedziała szybko… „Spojrzała na niego. Anatole nie był zawstydzony ani zdenerwowany tym, co powiedziała.
- Nie mów mi o tym. Co mnie to obchodzi? - powiedział. – Mówię, że jestem w tobie szaleńczo, szaleńczo zakochany. Czy to moja wina, że ​​jesteś niesamowity? Zacznijmy.
Natasza, ożywiona i niespokojna, rozglądała się wokół szeroko otwartymi, przestraszonymi oczami i wydawała się bardziej pogodna niż zwykle. Prawie nic nie pamiętała z tego, co wydarzyło się tego wieczoru. Tańczyli Ecossaise i Gros Vater, ojciec zaprosił ją do wyjazdu, ona poprosiła, aby została. Gdziekolwiek była, bez względu na to, z kim rozmawiała, czuła na sobie jego wzrok. Potem przypomniała sobie, że poprosiła ojca o pozwolenie na pójście do garderoby, żeby poprawił sukienkę, że Helena poszła za nią, śmiejąc się, opowiadała jej o miłości brata i że w małej sofie ponownie spotkała Anatola, że ​​Helena gdzieś zniknęła , zostali sami i Anatole, biorąc ją za rękę, powiedział łagodnym głosem:
- Nie mogę do ciebie iść, ale czy naprawdę nigdy cię nie zobaczę? Kocham Cię szaleńczo. Naprawdę nigdy?…”, a on, blokując jej drogę, przybliżył swoją twarz do jej twarzy.
Jego błyszczące, duże, męskie oczy były tak blisko jej oczu, że nie widziała nic poza tymi oczami.
- Natalia?! – szepnął pytająco głos i ktoś boleśnie ścisnął jej dłonie.
- Natalia?!
„Nic nie rozumiem, nie mam nic do powiedzenia” – mówiło jej spojrzenie.
Gorące usta dotknęły jej warg i w tym momencie znów poczuła się wolna, a w pomieszczeniu słychać było odgłos kroków i sukienki Heleny. Natasza obejrzała się na Helenę, po czym czerwona i drżąca spojrzała na niego z przerażonym pytającym spojrzeniem i podeszła do drzwi.
„Un mot, un seul, au nom de Dieu [Jedno słowo, tylko jedno, na litość boską” – powiedział Anatole.
Zatrzymała się. Bardzo potrzebowała, żeby wypowiedział to słowo, które wyjaśni jej, co się stało i na które mu odpowie.
„Nathalie, un mot, un seul” – powtarzał, najwyraźniej nie wiedząc, co powiedzieć, i powtarzał tak długo, aż Helen podeszła do nich.
Helen i Natasza ponownie wyszły do ​​salonu. Nie zostając na kolację, Rostowie wyszli.
Wracając do domu, Natasza nie spała całą noc: dręczyło ją nierozwiązywalne pytanie, kogo kocha, Anatola czy księcia Andrieja. Kochała księcia Andrieja - wyraźnie pamiętała, jak bardzo go kochała. Ale kochała też Anatola, to było pewne. „W przeciwnym razie, jak to wszystko mogłoby się wydarzyć?” pomyślała. „Jeśli potem, gdy się z nim żegnałem, mógłbym odpowiedzieć uśmiechem na jego uśmiech, jeśli mogłem na to pozwolić, to znaczy, że zakochałem się w nim od pierwszej minuty. Oznacza to, że jest miły, szlachetny i piękny i nie sposób go nie kochać. Co mam zrobić, kiedy kocham jego i kocham inną? powiedziała sobie, nie znajdując odpowiedzi na te okropne pytania.

Żelazo jest pierwiastkiem bocznej podgrupy ósmej grupy czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa o liczbie atomowej 26. Jest oznaczony symbolem Fe (łac. Ferrum). Jeden z najpowszechniejszych metali w skorupie ziemskiej (drugie miejsce po aluminium). Metal o średniej aktywności, środek redukujący.

Główne stopnie utlenienia - +2, +3

Prosta substancja żelaza to kowalny srebrnobiały metal o wysokiej reaktywności chemicznej: żelazo szybko koroduje w wysokich temperaturach lub przy wysokiej wilgotności powietrza. Żelazo spala się w czystym tlenie, a w stanie drobno rozproszonym samorzutnie zapala się w powietrzu.

Właściwości chemiczne prostej substancji - żelaza:

Rdzewieje i pali się w tlenie

1) W powietrzu żelazo łatwo utlenia się w obecności wilgoci (rdzewienie):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Gorący drut żelazny spala się w tlenie, tworząc kamień - tlenek żelaza (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °C)

2) W wysokich temperaturach (700–900°C) żelazo reaguje z parą wodną:

3Fe + 4H 2O – t° → Fe 3O 4 + 4H 2

3) Żelazo reaguje z niemetalami po podgrzaniu:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S2-1) (700°C)

4) W szeregu napięciowym, znajdujący się na lewo od wodoru, reaguje z rozcieńczonymi kwasami HCl i H 2 SO 4, tworzą się sole żelaza(II) i wydziela się wodór:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcje prowadzi się bez dostępu powietrza, w przeciwnym razie Fe +2 jest stopniowo przekształcany przez tlen w Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (rozcieńczony) → FeSO 4 + H 2

W stężonych kwasach utleniających żelazo rozpuszcza się dopiero po podgrzaniu; natychmiast przekształca się w kation Fe 3+:

2Fe + 6H 2 SO 4 (stęż.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (stęż.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(w zimnych, stężonych kwasach azotowym i siarkowym pasywować

Żelazny gwóźdź zanurzony w niebieskawym roztworze siarczanu miedzi stopniowo pokrywa się powłoką z czerwonej metalicznej miedzi.

5) Żelazo wypiera metale znajdujące się po jego prawej stronie z roztworów ich soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoteryczne właściwości żelaza pojawiają się tylko w stężonych alkaliach podczas wrzenia:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O= Na 2 ↓+ H 2

i tworzy się osad tetrahydroksżelazianu(II) sodu.

Sprzęt techniczny- stopy żelaza i węgla: żeliwo zawiera 2,06-6,67% C, stal 0,02-2,06% C, często występują inne naturalne zanieczyszczenia (S, P, Si) oraz sztucznie wprowadzone specjalne dodatki (Mn, Ni, Cr), co nadaje stopom żelaza właściwości przydatne technicznie - twardość, odporność termiczną i korozyjną, ciągliwość itp. . .

Proces produkcji żelaza w wielkim piecu

Proces wielkopiecowy do produkcji żeliwa składa się z następujących etapów:

a) przygotowanie (prażenie) rud siarczkowych i węglanowych - konwersja do rudy tlenkowej:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2800°C, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2500-600°C, -CO 2)

b) spalanie koksu gorącym podmuchem:

C (koks) + O 2 (powietrze) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)

c) redukcja rudy tlenkowej tlenkiem węgla CO sekwencyjnie:

Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

d) nawęglanie żelaza (do 6,67% C) i topienie żeliwa:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200°С) Fe (ciecz) (żeliwo, temperatura topnienia 1145°С)

Żeliwo zawsze zawiera cementyt Fe 2 C i grafit w postaci ziaren.

Produkcja stali

Przeróbka żeliwa na stal odbywa się w specjalnych piecach (konwertorowych, martenowskich, elektrycznych), które różnią się sposobem ogrzewania; temperatura procesu 1700-2000°C. Nadmuch powietrza wzbogaconego w tlen powoduje wypalenie nadmiaru węgla, a także siarki, fosforu i krzemu w postaci tlenków z żeliwa. W tym przypadku tlenki albo są wychwytywane w postaci gazów spalinowych (CO 2, SO 2), albo wiązane w łatwo oddzielający się żużel - mieszaninę Ca 3 (PO 4) 2 i CaSiO 3. Aby wyprodukować stale specjalne, do pieca wprowadza się dodatki stopowe innych metali.

Paragon czyste żelazo w przemyśle - elektroliza roztworu soli żelaza, na przykład:

FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (elektroliza)

(istnieją inne specjalne metody, w tym redukcja tlenków żelaza wodorem).

Czyste żelazo wykorzystywane jest do produkcji stopów specjalnych, do produkcji rdzeni elektromagnesów i transformatorów, żeliwo – do produkcji odlewów i stali, stal – jako materiały konstrukcyjne i narzędziowe, w tym odporne na zużycie, ciepło i korozję te.

Tlenek żelaza(II). F EO . Tlenek amfoteryczny o dużej przewadze właściwości zasadowych. Czarny, ma strukturę jonową Fe 2+ O 2- . Po podgrzaniu najpierw rozkłada się, a następnie ponownie tworzy. Nie powstaje, gdy żelazo spala się w powietrzu. Nie reaguje z wodą. Rozkłada się z kwasami, łączy się z zasadami. Powoli utlenia się w wilgotnym powietrzu. Redukowany wodorem i koksem. Uczestniczy w procesie wielkopiecowym wytapiania żelaza. Stosowany jest jako składnik ceramiki i farb mineralnych. Równania najważniejszych reakcji:

4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)

FeO + 2HC1 (rozcieńczony) = FeCl2 + H2O

FeO + 4HNO 3 (stęż.) = Fe(NO 3) 3 +NO 2 + 2H 2 O

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + N4FmiO3(czerwony.) trioksżelazian (II)(400-500°C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (bardzo czysty) (350°C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (powyżej 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (wilgoć) + O 2 (powietrze) →4FeO(OH) (t)

6FeO + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500°C)

Paragon V laboratoria: rozkład termiczny związków żelaza (II) bez dostępu powietrza:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO2 (490-550 °C)

Tlenek diżelaza(III) - żelazo( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Podwójny tlenek. Czarny, ma strukturę jonową Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termostabilny aż do wysokich temperatur. Nie reaguje z wodą. Rozkłada się z kwasami. Zredukowany wodorem, gorącym żelazem. Uczestniczy w procesie wielkopiecowym produkcji żeliwa. Stosowany jako składnik farb mineralnych ( ołów żelazny), ceramika, kolorowy cement. Produkt specjalnego utleniania powierzchni wyrobów stalowych ( czernienie, niebieszczenie). Skład odpowiada brunatnej rdzy i ciemnej łusce żelaza. Nie zaleca się stosowania wzoru brutto Fe 3 O 4. Równania najważniejszych reakcji:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FeO + O 2 (powyżej 1538 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (rozcieńczony) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 +10HNO 3 (stęż.) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (powietrze) = 6 Fe 2 O 3 (450-600 ° C)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (bardzo czysty, 1000 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 °C, 560-700 °C)

Paragon: spalanie żelaza (patrz) w powietrzu.

magnetyt.

Tlenek żelaza(III). F mi 2 O 3 . Tlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Czerwono-brązowy, ma strukturę jonową (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Stabilny termicznie do wysokich temperatur. Nie powstaje, gdy żelazo spala się w powietrzu. Nie reaguje z wodą, z roztworu wytrąca się brązowy amorficzny hydrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Wolno reaguje z kwasami i zasadami. Zredukowany przez tlenek węgla, stopione żelazo. Łączy się z tlenkami innych metali i tworzy podwójne tlenki - spinele(produkty techniczne nazywane są ferrytami). Wykorzystywany jest jako surowiec do wytopu żeliwa w procesie wielkopiecowym, katalizator przy produkcji amoniaku, składnik ceramiki, cementów barwionych i farb mineralnych, przy spawaniu termitowym konstrukcji stalowych, jako nośnik dźwięku i obrazu na taśmach magnetycznych, jako środek polerski do stali i szkła.

Równania najważniejszych reakcji:

6Fe 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 °C)

Fe 2 O 3 + 6НС1 (rozcień.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (stęż.) →H 2 O+ 2 NAFmiO 2 (czerwony)dioksżelazian (III)

Fe 2 O 3 + MO=(M II Fe 2 II I)O 4 (M=Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O+ 2Fe (bardzo czysty, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO (900 °C)

3Fe 2 O 3 + CO = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 + CO 2 (400-600 °C)

Paragon w laboratorium - rozkład termiczny soli żelaza (III) w powietrzu:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °C)

4(Fe(NO 3) 3 9 H 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 °C)

W naturze - rudy tlenku żelaza krwawień Fe 2 O 3 i limonit Fe2O3nH2O

Wodorotlenek żelaza(II). F e(OH)2 . Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Białe (czasami z zielonkawym odcieniem), wiązania Fe-OH są przeważnie kowalencyjne. Termicznie niestabilny. Łatwo utlenia się na powietrzu, zwłaszcza gdy jest mokry (ciemnieje). Nierozpuszczalny w wodzie. Reaguje z rozcieńczonymi kwasami i stężonymi zasadami. Typowy reduktor. Produkt pośredni w rdzewieniu żelaza. Stosowany jest do produkcji masy czynnej akumulatorów żelazowo-niklowych.

Równania najważniejszych reakcji:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C, atm. N 2)

Fe(OH) 2 + 2HC1 (rozcieńczony) = FeCl 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (niebiesko-zielony) (wrzenie)

4Fe(OH) 2 (zawiesina) + O 2 (powietrze) →4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (zawiesina) + H 2 O 2 (rozcieńczony) = 2FeO(OH) ↓ + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + KNO 3 (stęż.) = FeO(OH) ↓ + NO+ KOH (60 °C)

Paragon: wytrącanie z roztworu alkaliami lub hydratem amoniaku w obojętnej atmosferze:

Fe2+ ​​+ 2OH (rozcieńczony) = Fe(OH)2 ↓

Fe2+ ​​+ 2(NH3H2O) = Fe(OH)2 ↓+ 2NH 4

Metawodorotlenek żelaza F eO(OH). Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Jasnobrązowe wiązania Fe - O i Fe - OH są przeważnie kowalencyjne. Po podgrzaniu rozkłada się bez topienia. Nierozpuszczalny w wodzie. Wytrąca się z roztworu w postaci brązowego bezpostaciowego polihydratu Fe 2 O 3 nH 2 O, który przechowywany w rozcieńczonym roztworze alkalicznym lub po wysuszeniu zamienia się w FeO(OH). Reaguje z kwasami i stałymi zasadami. Słaby środek utleniający i redukujący. Spiekane z Fe(OH) 2. Produkt pośredni w rdzewieniu żelaza. Stosowany jest jako baza do żółtych farb i emalii mineralnych, pochłaniacz gazów odlotowych oraz katalizator w syntezie organicznej.

Związek o składzie Fe(OH) 3 jest nieznany (nie otrzymany).

Równania najważniejszych reakcji:

Fe 2 O 3 . nH2O →( 200–250 °C, —H 2 O) FeO(OH) →( 560-700° C w powietrzu, -H2O)→Fe 2 O 3

FeO(OH) + ZNS1 (rozcieńczony) = FeCl 3 + 2H 2 O

FeO(OH) → Fe 2 O 3 . nH 2 O-koloid(NaOH (stężony))

FeO(OH) → N3 [Fe(OH) 6]biały, odpowiednio Na5 i K4; w obu przypadkach wytrąca się niebieski produkt o tym samym składzie i strukturze, KFe III. W laboratorium osad ten nazywa się Błękit pruski, Lub niebieski Turnbull:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Nazwy chemiczne wyjściowych odczynników i produktów reakcji:

K 3 Fe III - heksacyjanożelazian (III) potasu

K 4 Fe III - heksacyjanożelazian (II) potasu

КFe III - heksacyjanożelazian (II) żelaza (III) potasu

Ponadto dobrym odczynnikiem dla jonów Fe 3+ jest jon tiocyjanianowy NСS -, żelazo (III) łączy się z nim i pojawia się jasnoczerwony („krwawy”) kolor:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Odczynnik ten (na przykład w postaci soli KNCS) może nawet wykryć ślady żelaza (III) w wodzie wodociągowej, jeśli przejdzie ona przez żelazne rury pokryte od wewnątrz rdzą.