12. Металічний хімічний зв’язок і металічні кристалічні ґратки

У простих речовинах — металах та їх сплавах існує особливий вид зв’язку — металічний. При утворенні металічного зв’язку атоми металів зближуються і їх валентні орбіталі перекриваються. Як наслідок, електрони зовнішніх рівнів вільно переходять від одного атома до іншого, переміщуючись по всьому зразку металу (утворюючи так званий «електронний газ»).

Зв’язок, який утворюється внаслідок взаємодії відносно вільних електронів з йонами металів, називають металічним зв’язком. Цей тип зв’язку характерний для простих речовин — металів.

Атоми металічних елементів перетворюються в позитивно заряджені йони — катіони. Катіони металічних елементів і їхні атоми розташовані в певному порядку і складають вузли металічних кристалічних ґраток. Валентні електрони забезпечують зв’язок між усіма йон-атомами кристала металу.

Металічний зв’язок міцніший за ковалентний. Він обумовлює схожі фізичні властивості металів. Однак різні метали все-таки відрізняються за деякими властивостями, наприклад, за температурою плавлення, густиною тощо. Ці властивості багато в чому залежать від інших параметрів кристалічних структур.

Гранецентричні кристалічні ґратки міді

Об’ємоцентричні кристалічні ґратки заліза

13. Метали – це речовини, які характеризуються металічним блиском, тепло-провідністю, електропровідністю, пластичністю. Всі метали, за винятком ртуті, при кімнатній температурі – тверді речовини. Температура плавлення металів знаходиться в межах від - С – для воль-фраму.С для ртуті до 338038,7 Метали мають високу здатність поглинати світло і тому, навіть у дуже тонких шарах, непрозорі. Проте, гладкий та чистий шар поверхні добре від-биває світло і надає їм характерного металевого блиску. Більшість металів має білий та сірий колір. Тільки мідь та золото мають жовтий колір. Деякі метали мають сірий колір із слабким синюватим, жовтуватим або черво-нуватим відтінком. У твердому стані всі метали мають кристалічну форму. У пароподібному стані метали одноатомні. За питомою вагою метали поділяють на легкі – питома вага < 5 г/см3 та важкі. Існує ще один поділ металів на чорні і кольорові. 1. Метали в природі та способи їх добування У природі метали знаходяться як у вільному стані (Сu, Au, Ag, Hg, Pt) так і у вигляді різноманітних сполук – оксидів, сульфідів, карбонатів, сульфатів, фосфатів, хлоридів, нітратів та інших сполук. На практиці ті сполуки та міне-рали мають цінність, з яких промисловість просто і без великих затрат може отримати чистий метал. При добуванні металів із руд та мінералів використовують різноманітні шляхи їх відновлення: Відновлення із оксидів відбувається при високій температурі із застосу-ванням відновників. Для одержання заліза із залізної руди використовується вуглець. Із оксидів відновлення вуглецем (деревне вугілля, кокс) відбувається за схемою: СО + Ме;МеО + С СО2 + Ме.МеО + СО Відновником можуть бути водень, алюміній, кальцій, натрій, які мають велику здатність приєднувати кисень, наприклад: Al2O3 + 2Fe. Cu + H2O; Fe2O3 + 2Al СuO + H2 Із сульфідів одержання металів проходить у два етапи: спочатку сульфі-ди випалюють і переводять їх у оксиди: 2Fe2O3 + 8SO2,2FeS2 + 11O2 а потім отриманий оксид відновлюють по технології одержання із оксидів. Із карбонатів спочатку розкладають карбонат при нагріванні до оксиду: CuO + CO2;CuCO3 Cu + H2O.CuO + H2 Аналогічними діями можуть бути одержані різні метали із різних при-родних сполук. Методом електролізу добуваються активні метали, лужні, лужноземель-ні, алюміній, магній та ін., а також дуже чисті метали. Для металів середньої активності можуть бути використані розчини солей. Лужні, лужноземельні метали, алюміній і магній добувають при електролізі розплавів (розплавле-них солей). При пропусканні постійного електричного струму іони металу виділяються на катоді. Розплавлений NaCl Na+ + Cl– Na0; Na+ + 1e– . Метод термічної дисоціації використовується для одержання деяких ме-талів, наприклад, із карбонілу нікелю можна отримати нікель, а із тетрайо-диду цирконію – цирконій при нагріванні за реакцією: Zr + J2. Ni + 4CO; ZrJ4 Ni (CO)4 Для важкоплавких металів використовують технології отримання їх у вигляді порошку або губчатому стані із подальшим пресуванням при високій температурі. При отриманні різних сплавів використовується також метало-керамічний метод. 2. Будова металів та їхні фізичні властивості При вивченні загальних властивоcтей металів слід звернути увагу на особливості їх внутрішньої структури у твердому стані. Металічна решітка має таку особливість, що у її вузлах знаходяться і ато-ми, й іони металу, тобто існує рівновага, яка може схематично відповідати такому рівнянню: Me Men++ ne– Валентні електрони у металічній решітці знаходяться у відносно вільному стані і не закріплені строго до кожного атома, утворюючи так званий електронний газ. Тобто кристалічна решітка металу складається із позитивних іонів металу, а проміжки між іонами заповнюються електронами подібно мо-лекулам газу. При наявності різниці температур або під впливом зовнішньої різниці потенціалів ці електрони легко переміщуються і проводять теплоту та електричний струм без зміщення матеріальних частинок. У пароподібному стані метали проводять електричний струм тільки в іонізованому вигляді. Характерно те, що при підвищенні температури електропровідність металів знижується завдяки тому, що зростає їх об’ємний опір. Це пов’язане зі змен-шенням вільного пересування електронів у проміжках між атомами внаслідок посилення коливання іонів у металічній решітці зменшення простору між ними. Практично метали у роз

14. Корозія металів і способи захисту від корозії

За звичайних умов метали можуть вступати в хімічні реакції з речовинами, що містяться в навколишньому середовищі, ― киснем і водою. На поверхні металів з’являються плями, метал становиться крихким і не витримує навантажень. Це призводить до руйнування металевих виробів, на виготовлення яких було затрачено велику кількість сировини, енергію та багато людських зусиль.

Корозією називають мимовільне руйнування металів і сплавів під впливом навколишнього середовища.

Яскравий приклад корозії ― іржа на поверхні сталевих і чавунних виробів. Щорічно через корозію втрачають біля чверті всього виробленого у світі заліза. Витрати на ремонт або заміну суден, автомобілів, приладів і комунікацій, водопровідних труб у багато разів перевищують вартість металу, з якого вони виготовлені. Продукти корозії забруднюють навколишнє середовище і негативно впливають на життя та здоров'я людей.

Хімічна корозія відбувається в різних хімічних виробництвах. В атмосфері активних газів (водню, сірководню, хлору), в середовищі кислот, лугів, солей, а також у розплавах солей і інших речовин відбуваються специфічні реакції із залученням металевих матеріалів, із яких зроблені апарати, в яких здійснюється хімічний процес. Газова корозія відбувається при підвищених температурах. Під її вплив попадають арматура печей, деталі двигунів внутрішнього згоряння. Електрохімічна корозія відбувається, якщо метал міститься у будь-якому водному розчині.

Найбільш активними компонентами навколишнього середовища, які діють на метали, є кисень О2, водяна пара Н2О, карбон(IV) оксид СО2, сульфур(IV) оксид SО2, нітроген(IV) оксид NО2. Дуже сильно прискорюється процес корозії при контакті металів з солоною водою. З цієї причини кораблі іржавіють у морській воді швидше, ніж у прісній.

Суть корозії полягає в окисненні металів. Продуктами корозії можуть бути оксиди, гідроксиди, солі тощо. Наприклад, корозії заліза можна схематично описати таким рівнянням:

4Fe + 6H2O + 3O2 → 4Fe(OH)3.

Зупинити корозію неможливо, але її можна сповільнити. Існує багато способів захисту металів від корозії, але основним прийомом є запобігання контакту заліза з повітрям. Для цього металеві вироби фарбують, покривають лаком або вкривають шаром мастила. У більшості випадків цього достатньо, щоб метал не руйнувався протягом декількох десятків або навіть сотень років. Інший спосіб захисту металів від корозії електрохімічне покриття поверхні металу чи сплаву іншими металами, які є стійкими до корозії (нікелювання, хромування, оцинковування, сріблення й золотіння). У техніці дуже часто використовують спеціальні корозійностійкі сплави. Для уповільнення корозії металевих виробів у кислому середовищі також використовують спеціальні речовини ― інгібітори.

15. Загальні хімічні властивості металів

В атомах металів на зовнішній електронній оболонці утримується невелике число електронів. Ці електрони порівняно легко можуть відриватися від атомів. Така особливість металів є причиною не тільки їхніх фізичних, але й хімічних властивостей. Виходячи з того, що метали здатні тільки віддавати електрони зовнішнього електронного рівня, можна зробити висновок, що в хімічних реакціях метали здатні проявляти тільки властивості відновника.

Основний процес, який характеризує хімічні властивості металів, можна записати у вигляді такої схеми:

16. Лу́жні мета́ли — елементи 1 групи періодичної системи за винятком водню. За старою класифікацією елементи головної підгрупи I групи. Назва пов'язана з тим, що при взаємодії лужних металів з водою утворюється їдкий луг. До лужних металів належать (у порядку збільшення атомного номера) літій (Li), натрій(Na), калій (K), рубідій (Rb), цезій (Cs) , францій (Fr).

Фізичні властивості[ред. • ред. код]

Лужні метали — м'які (натрій ріжеться ножем, як вершкове масло, інші трохи жорсткіші) метали від сріблясто-білого до сірого кольору з характерним блиском, які дуже швидко тьмяніють на повітрі. Легкоплавкі й рухливі. Агресивні, вибухонебезпечні (зберігаються в атмосфері інертного газу або під шаром гасу). У розплавленому стані здатні проводити струм. Іони лужних металів забарвлюють полум'я газового пальника:

• Літій та його солі забарвлюють полум'я червоним кольором

• Натрій та його солі забарвлюють полум'я жовтим кольором

• Калій та його солі забарвлюють полум'я фіолетовим кольором

• Рубідій та його солі забарвлюють полум'я червоним кольором

• Цезій та його солі забарвлюють полум'я фіолетовим кольором з голубим відтінком

Завдяки властивостям забарвлювати полум'я сполуки лужних металів використовуються у піротехнічних сумішах.

Хімічні властивості[ред. • ред. код]

Лужні метали легко реагують із киснем. Літій при взаємодії з киснем утворює оксид Li2O, решта — пероксиди й супероксиди:

Легко реагують із водою, з виділенням великої кількості тепла, утворюючи луги і водень:

Взаємодіють із неметалами:

При взаємодії з галогенами, сіркою, азотом, фосфором, вуглецем та кремнієм утворюються відповідно галогеніди, сульфіди, нітриди, фосфіди, карбіди та силіциди.

Всі кисневі сполуки лужних металів мають різне забарвлення, інтенсивність котрого посилюється в ряді від Li до Cs:

Формула

кисневої сполуки Колір

Li2O

Білий

Na2O

Білий

K2O

Світло - жовтий

Rb2O

Жовтий

Cs2O

Оранжевий

Na2O2

Світло-жовтий

KO2

Оранжевий

RbO2

Темно-коричневий

CsO2

Жовтий

17. Лу́жноземе́льні мета́ли — елементи головної підгрупи другої групи періодичної системи. До них відносяться хімічні елементи: берилій, магній, кальцій, стронцій, барій та радій[1]. За класифікацією IUPACвони належать до групи 2 елементів[2]. Свою назву дана група металів отримала через їхні оксиди — «землі» (за термінологією алхіміків), які дають у воді лужну реакцію. Солі цих металів широко поширені у природі, найчастіше трапляються у якості мінералів.

Колір лужноземельних металів — світло-сірий або сріблястий. Хімічна активність зростає від кальцію до радію. За звичайних умов взаємодіють з О2 (берилій — при 500 °C), водою, F2, при 300–400 °С — з Н2 (крім берилію) і галогенами.

Фізичні властивості

Берилій - метал сріблясто-білого кольору. Досить твердий і крихкий. Володіє діамагнітними властивостями. На повітрі він покривається тонкою плівкою окисной зраджує металу сірий, матовий колір і оберігає від подальшої корозії. Стисливість берилію дуже мала. Менше всіх металів (у 17 разів менше Аl) затримує рентгенівськевипромінювання. Він кристалізується в ГПУ-структурі з періодами а = 0,228 нм, і з = 0,358 нм, КЧ = 6. При 1254 о С гексагональна a-модифікація переходить у кубічну b. Берилій утворює евтектичні сплави з Al і Si.

Магній - також має сріблясто-білий колір. Щодо берилію він м'якший і пластичний. На повітрі тьмяніє за рахунок окислення. Магній добре розчиняє водень. На відміну від берилію парамагнітен. Пари магнію містять молекули Mg 2, енергія дисоціації яких оцінюється в 7 ккал / моль. Стисливість Mg мала, під тиском в 100 тис. атм його обсяг зменшується до 0,85 вихідного. Магній кристалізується в ГПУ-структурі. Для магнію характерно перекриття першої та другої зон Бріллюена.

Деякі фізичні константи металів наведені нижче у таблиці:

Be Mg

Атомний радіус, нм 1,113 1,162

Радіус іона Е 2 +, нм 0,034 0,074

Енергія іонізації, ев, Е 0 ® Е +

9,32 7,64

Е + ® Е 2 + 18,21 15,03

Енергія кр. решітки, мкДж \ кмоль

321,6 150,2

Щільність (20 o C), г / см 3

1,84 1,73

Температура плавлення., O C 1287 650

Температура кипіння, o C 2450 1103

Теплота плавлення, ккал / г-атом 2,8 2,1

Теплота випаровування, ккал / г-атом 74 31

Теплота сублімації (при 25 o C), ккал / г-атом 78 35

Електропровідність (Hg = 1) 23 22

ОЕО 1,47 1,23

Теплоємність, Дж \ (кг. К) 1826 1047

Хімічні властивості елементів

З хімічної точки зору Ве і особливо магній - активні метали, з високою спорідненістю до окислювача (кисень, галогеніди та ін.) На повітрі берилій і магній покриваються тонкою оксидною плівкою. Вода не діє на берилій. Магній повільно витісняє з води водень при кип'ятінні. Обидва елементи згоряють на повітрі при нагріванні з реакції 2Е + О 2 = 2ЕО, виділяючи багато тепла і світла (на цьому засновано застосування магнію в піротехніку). Крім окисів утворюється ще Е 3 N 2. Магній загоряється при 650 0 С, берилій - при 900 0 С. Обидва з'єднуються з галогенами, а при нагріванні - з сіркою і азотом. Обидва елементи відновлюють Si, Ti, K, Ba з оксидів. Магній, як правило, реагує енергійніше. Обидва елементи добре розчиняються у розбавлених кислотах, які не є окислювачами. Берилій розчиняється в HNO 3 лише при нагріванні. Гаряча кон-центрувати сірчана кислота повільно розчиняє Е виділяючи SO 2 або H 2 S. HГ (Г = Сl, Br, I) у газоподібному стані легко діють на Е. На магній не надають помітного дії HF будь-якої концентрації, розчини NaOH, Na 2 CO 3. На берилій ж концентровані розчини лугів діють вже при кімнатній температурі за схемою:

2NaOH + Be + 2H 2 O = Na 2 [Be (OН) 4] + H 2. У цьому берилій подібний з алюмінієм. З воднем сполучається безпосередньо лише магній(при тиску). Ве до температури плавлення з воднем не реагує, однак при термічному розкладанні беріллійорганіческіх сполук (2000 о С) утворюється ВeH 2.

18. В оксидах і гідроксидах, утворених елементами 3-ого періоду, можна спостерігати обидва типи хімічного зв’язку — іонний і ковалентний. Нагадаємо, що гідроксиди можна розглядати як продукти взаємодії оксидів з водою. У даному випадку гідроксидами є як основа

так і кислота Н2SO4 (SО3 + Н2O = Н2SO4). Оксиди (і гідроксиди-основи) металів — іонні, а оксиди (і гідроксиди-кислоти) неметалів (і металів високої валентності, наприклад СrO3 або Мn2O7) — ковалентні сполуки.

Відповідно розрізняють і їх властивості — основні і кислотні. При цьому існує як плавний перехід від іонного зв’язку до ковалентного, так ідентично має місце і безупинний перехід від сполук основного характеру (основ, основних оксидів) до сполук кислотного характеру (кислот, кислотних оксидів).

Приналежність гідроксиду до основ або кислот визначається за допомогою індикатора і його реакцій з іншими гідроксидами (кислотами або основами). Індикатор не змінює забарвлення у практично нерозчинних речовинах, наприклад, гідроксиді алюмінію і силікатній кислоті.

Відповідно до властивостей гідроксидів класифікуються за властивостями і оксиди елементів 3-ого періоду:

Амфотерні властивості оксиду алюмінію проявляються в його здатності взаємодіяти з кислотними оксидами (і кислотами), наприклад:

і з основними оксидами й основами, наприклад:

Важливою властивістю оксидів є їх здатність взаємодіяти з водою. Існує загальне правило: з водою взаємодіють ті оксиди, що утворюють розчинні у воді сполуки.

Розглянуті у цьому параграфі закономірності характерні для оксидів і гідроксидів елементів всіх періодах періодичної системи елементів.

19. Алюміній як хімічний елемент. Його назва походить від латинського слова alumen (aluminis) — галун, назва подвійної солі К2SO4 • Al2(SO4)3, до складу якої входить Алюміній. Сполука відома ще з V ст. до н. е., використовувалася для фарбування тканин і як кровоспинний засіб.

Алюміній — хімічний елемент ІІІА групи. Згідно з місцем Алюмінію в ІІІА групі періодичної системи на зовнішньому енергетичному рівні його атома містяться три валентні електрони, електронна конфігурація яких 3s23р1. Алюміній — металічний р-елемент. У хімічних реакціях атоми Алюмінію легко втрачають три електрони і перетворюються на тризарядні катіони:

У сполуках завжди ступінь окиснення Алюмінію +3, валентність ІІІ. Порівнюючи хімічні елементи одного періоду Na—›Mg—›Al, зазначимо, що металічні властивості елементів цього ряду поступово послаблюються, а неметалічні — посилюються. Про це свідчить збільшення їх електронегативності. В Алюмінію це виявляється в тому, що його оксид Al2O3 і гідроксид Al(OH)3 є амфотерними, тобто залежно від реагентів можуть виявляти як основні, так і кислотні властивості.

Поширеність у природі. Алюміній — третій елемент за поширенням у природі після Оксигену та Силіцію: його атомна частка в земній корі становить 6,4 %. Трапляється завжди в складі сполук, переважно алюмосилікатів (мал. 119).

Біологічна роль. Алюміній разом із Силіцієм та Оксигеном є основою неорганічного світу, у невеликій кількості трапляється в живих організмах: 50 — 140 мг у людини масою 70 кг. Розподіляється в усіх тканинах й органах: серці, легенях, мозку, трубчастих кістках, волоссі тощо; впливає на активність деяких ферментів. Його надлишок, запобігаючи надходженню до кісток Фосфору, спричиняє так званий алюмінієвий рахіт кісток.

Алюміній як проста речовина. Це сріблясто-білий метал (мал. 120), досить легкоплавкий (tпл = 660 °С), дуже легкий (р = 2,7 г/см3), але твердий (твердість 2,5). Має високу електропровідність, однак поступається в цьому міді.

Найважливішими сполуками Алюмінію є алюміній оксид і алюміній гідроксид.

Алюміній оксид Al2O3 — біла тугоплавка кристалічна речовина, нерозчинна у воді. У лабораторних умовах алюміній оксид добувають спалюванням алюмінію або термічним розкладанням алюміній гідроксиду:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O.

За хімічними властивостями алюміній оксид є амфотерним. Він реагує з кислотами, проявляючи властивості основних оксидів:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O.

Реагуючи з лугами, він проявляє властивості кислотних оксидів. У розчинах лугів утворюються комплексні сполуки:

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Al(OH)4].

При сплавленні утворюються солі метаалюмінієвої кислоти, наприклад, метаалюмінат калію:

Al2O3 + 2KOH 2KAlO2+ H2O.

Природну кристалічну модифікацію алюміній оксиду (корунд) застосовують у різних галузях науки і виробництва. Рубіни, наприклад, є матеріалом для виготовлення робочих каменів точних механізмів. Кристали корунду — робочі тіла лазерів. Рубіни і сапфіри використовують для оздоблення ювелірних виробів. Алюміній оксид є головною складовою наждаку — абразивного матеріалу. Тугоплавкість і корозійна стійкість алюміній оксиду зумовлює його застосування для виготовлення термостійкого хімічного посуду, цегли для мурування скловарних печей.

Алюміній гідроксид Al(OH)3 — це нерозчинна у воді кристалічна речовина білого кольору. У лабораторії алюміній гідроксид добувають із розчинних солей Алюмінію при їх взаємодії з розчинами лугів, наприклад:

AlCl3 + 3КOH = Al(OH)3↓ + 3КCl.

Отриманий алюміній гідроксид має вигляд драглистого осаду.

Алюміній гідроксид виявляє амфотерні властивості і розчиняється як в кислотах, так і в лугах:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3+ NaOH → Na[Al(OH)4].

При сплавленні алюміній гідроксиду з натрій гідроксидом утворюється натрій метаалюмінат:

Al(OH)3+ NaOH NaAlO2+ 2H2O.

Здатність алюміній гідроксиду реагувати з кислотами використовують у терапії. Він входить до складу лікарських препаратів, які використовують для зниження кислотності та зменшення печії.

Отже, головними особливостями алюміній оксиду і алюміній гідроксиду є їх амфотерні властивості.

20.

Залі́зо — хімічна речовина, яка складається з феруму — хімічного елемента з атомним номером 26, що позначається в хімічних формулах символом Fe.

Атомна маса заліза 55,847. Це сріблясто-сірий, пластичний і ковкий метал, який легко окиснюється утворюючи оксиди феруму в вигляді товстої плівлки (іржа) що сповільнюють подальше руйнування заліза. Залізо електропровідний метал. Його твердість за Брінеллем не перевищує 100 HB; модуль Юнга 190-210•103 МПа; модуль зсуву 8,4•103 МПа; границя міцності на розрив 170—210 МПа, границя текучості — 100 МПа; ударна в'язкість 300 МПа; середня питома теплоємність (273—1273 К) 640,57 Дж/кг•К; густина 7840 кг/м3. На повітрі окиснюється, покриваючись іржею FeO•nH2O. Серед інших породоутворюючих елементів має максимальну атомну масу.

Ймовірною версією своє походження слово «залізо» українською та споріднені терміни у слов'янських мовах (біл. жалеза, рос. железо, цер.-слов. желѣзо, болг. желязо, сербськохорв. жељезо, пол. żelazo, чеськ. železo, словен. železo) беруть початок від санскритського «джальжа», що означало «метал», «руда»[2].

Фізичні властивості

Залізо — блискучий сріблясто-білий важкий метал. Густина його 7,86 т/м3; температура плавлення 1538 °C, температура кипіння 2862 °C. Залізо досить пластичне. Воно легко кується, штампується, витягується в дріт і прокатується в тонкі листи, легко намагнічується і розмагнічується. Вище температури Кюрі (770 °C) втрачає феромагнітні властивості. До температури 912 °C існує в алотропній модифікації α-заліза з об'ємноцентрованою кубічною кристалічною ґраткою, за вищої температури — γ-заліза із гранецентрованою кубічною ґраткою, вище 1394 °C знову змінює тип ґратки на об'ємноцентровану кубічну.

Хімічні властивості

Шматки чистого заліза (99,97%+), очищені методом електролізу.

Ферум належить до восьмої групи періодичної системи елементів Менделєєва. Його атоми на зовнішній електронній оболонці мають по два електрони, а на передостанній — 14 електронів. Атоми феруму можуть легко втрачати два електрони і перетворюватись у двовалентні катіони Fe2+. Вони можуть втрачати і три електрони (один з передостанньої оболонки) і перетворюватись у тривалентні катіони Fe3+. Таким чином, залізо утворює два ряди сполук. Сполуки тривалентного феруму стійкіші. У сухому повітрі при звичайній температурі залізо досить стійке, але у вологому швидко ржавіє, вкриваючись товстим шаром іржі. Іржа є сумішшю оксидів і гідроксидів феруму. Найбільшу частину іржі складає сесквіоксид заліза Fe2O3 і тригідроксид заліза Fe(OH)3. Крім того, до її складу входить монооксид заліза FeO, дигідроксид заліза Fe(OH)2 та інші сполуки. Процес ржавіння заліза можна зобразити такими приблизними рівняннями:

2Fe + O2 + 2Н2О = 2Fe(OH)2

4Fe(OH)2 + O2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3

Fe(OH)2 = FeO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Іржа досить крихка і пориста. Тому вона не може ізолювати метал від атмосфери, через що процес ржавіння відбувається безперервно. При високій температурі залізо легко сполучається з киснем, ; утворюючи окалину Fe3O4 (FeO • Fe2O3). В атмосфері кисню розжарена залізна дротина горить яскравим полум'ям, утворюючи теж окалину Fe3O4. При нагріванні залізо може легко реагувати з хлором, сіркою та іншими неметалами:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Fe + S = FeS

В електрохімічному ряді напруг залізо стоїть лівіше від водню, тому воно легко реагує з розведеними хлоридною і сульфатною кислотами:

Fe + 2HCl = FeCl2 + Н2 ↑

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 ↑

З розведеною нітратною кислотою залізо теж легко реагує:

 

Fe + HNO3 + 3HNO3 = Fe (NO3)3 + 2H2O + NO ↑

Але з концентрованою нітратною і концентрованою сульфатною кислотами без нагрівання залізо не реагує. Воно стає «пасивним», вкриваючись тонкою оксидною плівкою, яка не розчиняється в кислотах і ізолює метал від дії кислоти. Завдяки цьому концентровану нітратну і концентровану сульфатну кислоту можна зберігати і транспортувати в залізній тарі.

Залізо може відновлювати менш активні метали з розчинів їхніх солей, наприклад:

Fe + CuSO4=FeSO4 + Cu