Металлы триады железа Железо по распространённости в

Металлы триады железа

Железо по распространённости в природе находится на четвёртом месте после кислорода, кремния и алюминия. Кобальт и никель содержатся на Земле в значительно меньшей степени, хотя и относятся к довольно распространённым элементам. В VІІІБ группе наблюдается уникальное в Периодической системе явление: число валентных электронов элементов Co, Ni превосходит номер группы. Другая особенность, свойственная элементам триады железа: ни в одном из своих соединений они не проявляют валентности (или степени окисления), отвечающей номеру группы. Третья особенность состоит в том, что в рамках одной подгруппы объединяется горизонтальное семейство из трёх элементов. Существенную роль здесь играет то обстоятельство, что в триаде железа наиболее ярко проявляется горизонтальная аналогия, характерная для d-элементов в целом. Немаловажным фактором, определяющим сходство свойств железа, кобальта и никеля является кайносимметричность 3 d-оболочки.

Fe Валентная электронная конфигурация Атомный радиус, нм [Ar] 3 d 64 s 2 0, 126 Co Ni [Ar] 3 d 74 s 2 [Ar] 3 d 84 s 2 0, 125 0, 124 7, 89 7, 87 7, 63 (1, 7) 1, 8 1, 7 -1, 8 Температура плавления, С° 1536 1493 1453 Температура кипения, С° 2870 2960 2900 Плотность, г/см 3 7, 87 8, 84 8, 91 Е°(Э 2+р-р /Э), В -0, 44 -0, 277 -0, 25 762, 23 760, 3 737, 15 (+2) +3 +2 (+3) От 10 До 8 7 Потенциал ионизации, В Э →Э+ + е. ОЭО Энергия ионизации, к. Дж/моль Степени окисления Координационные числа

Ферромагнетизм Все три металла ферромагнитны. В ферромагнитных веществах магнитные моменты атомов (ионов) одинаково ориентированы, а потому самопроизвольно намагничиваются даже в отсутствие внешнего магнитного поля. При нагревании до определённой температуры (точка Кюри) ферромагнитные свойства исчезают и металлы становятся парамагнитными. Переход ферромагнетика в парамагнетик не сопровождается перестройкой кристаллической структуры.

Железо Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красные железняки (руда гематит, Fe 2 O 3; содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит, Fe 3 О 4; содержит 72, 4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFe. O 2·n. H 2 O), а также шпатовые железняки (руда сидерит, карбонат железа, Fe. СО 3; содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения пирита Fe. S 2 (другие названия — серный колчедан, железный колчедан, дисульфид железа и другие)

Физические свойства Железо представляет собой серебристо-белый с сероватым отливом, ковкий и пластичный тугоплавкий металл. Физические свойства Железа зависят от его чистоты. Незначительное количество примесей (главным образом углерода) повышает его твёрдость и хрупкость. У железа существует три полиморфные модификации: vα – Fe (ОЦК) vγ – Fe (ГЦК) vß – Fe (ОЦК) Переход α – Fe↔ß – Fe при 769°С – это точка Кюри. В структурном же отношении α и ß – Fe лишь слегка различаются по параметру ОЦК – решётки.

Получение В начале первого тысячелетия до н. э. бал освоен сыродутный способ восстановления руды, основанный на использовании сооружения из камней, обмазанных глиной. На смену сыродутному способу пришло доменное производство. Это произошло в результате увеличения высоты печи, потребовавшего введение специальных добавок, образующих с содержащейся в руде пустой породой легкоплавкие шлаки. В настоящее время железную руду восстанавливают коксом в доменных печах, при этом расплавленное железо частично реагирует с углеродом, образуя карбид железа Fe 3 C (цементит), а частично растворяет его. При затвердевании расплава образуется чугун. Лишний углерод, содержащийся в чугуне необходимо выжечь. Этого добиваются, пропуская над расплавленным чугуном воздух, обогощённный кислородом. Существует и прямой метод получения железа, основанный на восстановлении окатышей магнитного железняка природным газом или водородом: Fe 3 O 4 + CH 4 → 3 Fe + CO 2 + 2 H 2 O Fe 3 O 4 + 4 H 2 = 3 Fe + 4 H 2 O (t = 1 000°C) Очень чистое железо в виде порошка получают разложением карбонила Fe(CO)5. Пентакарбонил железа - жидкость, которую можно легко отделить от примесей перегонкой. При температуре около 250° карбонил разлагается, образуя порошок железа: Fе(СО)5 = Fе + 5 СО

Химические свойства Железо является металлом средней активности. Нормальный электродный потенциал железа в водных растворах его солей для реакции составляет — 0, 44 в, равен — 0, 036 в Термодинамические и кинетические факторы в данном случае действуют согласованно, что обусловливает высокую реакционную способность железа не только по сравнению с платиновыми металлами, но и в сопоставлении с кобальтом и никелем. При комнатной температуре не взаимодействует ни с кислородом, ни с водой, однако во влажном воздухе медленно ржавеет, покрываясь коричневой коркой Fe 2 O 3 * x. H 2 O 1) C соляной кислотой железо реагирует с образованием солей железа(II): 2) С разбавленной (20%) серной кислотой железо реагирует с образованием солей железа(II): При взаимодействии железа с 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа(ІІІ):

3) Очень разбавленную (2 – 3 %) азотную кислоту железо медленно восстанавливает до нитрата аммония: В растворе азотной кислоты средней концентрации железо окисляется до солей железа (ІІІ): 4) При кипячении порошка железа с концентрированным раствором щёлочи в инертной атмосфере образуются синие растворы: Fe + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2[Fe(OH)4 ] + H 2↑ 5) При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe 2 О 3, при сгорании в чистом кислороде — оксид Fe 3 О 4: 3 Fe + 2 O 2 = Fe 3 O 4

6) галогенами: 2 Fe + 3 Cl 2 = 2 Fe. Cl 3 2 Fe + 3 Br 2 = 2 Fe. Br 3 (t = 200°C) При внесении в атмосферу фтора куска железа его поверхность покрывается плёнкой фторида Fe. F 3. Порошок железа во фторе сгорает. 7) С углеродом образует карбид: 3 Fe + C = Fe 3 C (цементит) 8) Азот напрямую с железом не реагирует. Азотирование проводят действием аммиака на нагретый до 500°С металл. Азот образует на поверхности слой нитридов, чем существенно повышает её твёрдость. 9) При нагревании железо реагирует с фосфором, образуя фосфиды Fe. P, Fe 2 P и Fe 3 P, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, Fe. Si. При добавлении кремния в железо температура плавления понижается вплоть до 1195°С.

Коррозия железа Наличие примесей сильно снижает устойчивость металлов, особенно железа, к агрессивной атмосфере в присутствии влаги. Это приводит к развитию коррозии (ржавление железа) за счёт образования на поверхности рыхлого слоя смеси оксидов и гидроксидов переменного состава, не предохраняющего поверхность от дальнейшего разрушения. Схематически процесс коррозии можно представить суммарным уравнением: 4 Fe + 6 H 2 O + 3 O 2 = 4 Fe(OH)3 Чтобы вновь сделать металл активным, его надо обработать восстановителями, например привести в соприкосновение с цинком, погрузить в раствор сульфита либо механически очистить поверхность напильником. Для защиты изделий от атмосферной коррозии используют ингибиторы: нитрит и бензоат натрия, карбонат циклогексиламина, хромат гексаметилендиамин. Алюминий, хром и никель пассивируются легче, чем железо, поэтому их вводят в стали для повышения коррозионной стойкости.

Соединения железа Fe. O (монооксид железа) Кристаллический порошок со структурой Na. Cl чёрного цвета, нерастворимый в воде полупроводник Получение Fe. C 2 O 4 * H 2 O = Fe. O + CO 2 + H 2 O Химические свойства 4 Fe. O = Fe 3 O 4 + Fe Используют в качестве катализатора газификации угля, крекинга ароматических углеводородов. Fe 3 O 4 (магнетит) Имеет структуру шпинели (Fe 2 O 3 * Fe. O), по электропроводности приближается к металлам. Получение 3 Fe + 2 O 2 = Fe 3 O 4 4 Fe. O = Fe 3 O 4 + Fe Химические свойства Fe 3 O 4 + 8 HCl = Fe. Cl 2 + 2 Fe. Cl 3 + 4 H 2 O Изделия из плавленого магнетита используют в качестве электродов для некоторых электрохимических процессов.

Fe 2 O 3 (гематит) Имеет красноватую окраску. Получение 1) Fe 2(SO 4)3 → Fe 2 O 3 + 3 SO 3, 2) 4 Fe(NO 3)3· 9 H 2 O → 2 Fe 2 O 3 + 12 NO 2 + 36 H 2 O. Химические свойства Fe(OH)2 Белое (светло-зелёное) вещество, имеет слоистую структуру, является сильным основанием. Получение Химические свойства

Карбонилы Fe(CO)5 - жёлтая жидкость Fe 2(CO)9 - золотисто-жёлтые кристаллы Fe 3(CO)12 Получение Fе + 5 СО = Fе(СО)5 → Fe 2(CO)9 (облучение ультрафиолетом) Fe 2(CO)9 → Fе(СО)5 + Fе 3(СО)12 Химические свойства Fe(CO)5 + Вг 2 = [Fе(СО)4 Вr 2] + CO Fe(CO)5 + 2 ОН- : [Fe. H(CO)4]- + HCO 3 Fe(CO)5 + 2 Na : Na 2[Fe(CO)4] + СО Соли железа (II) Железо (II) образует соли практически со всеми кислотами, за исключением нитрита. Получение Fe + H 2 SO 4 = Fe. SO 4 + H 2↑ 2 Fe. S 2 + 7 O 2 + 2 H 2 O = 2 Fe. SO 4 + 2 H 2 SO 4 Химические свойства 2 Fe. SO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 2 Fe. Cl 3 + H 2 S = 2 Fe. Cl 2 + S + 2 HCl 4 Fe. SO 4 + O 2 + 2 H 2 O = 4 Fe(OH)SO 4 6 Fe. SO 4 + 3 H 2 SO 4 + 2 HNO 3 = 3 Fe 2(SO 4)3 + 2 NO + 4 H 2 O

Cоли железа (III) Более устойчивы, чем соли железа (II). Получение Na 2 CO 3 + Fe 2 O 3 = 2 Na. Fe. O 2 + CO 2 Na. Fe. O 2 + H 2 O = Na. OH + Fe. OOH Химические свойства Fe 2(SO 4)3 + 3 Na 2 CO 3 + x. H 2 O = Fe 2 O 3 * x. H 2 O + 3 CO 2 + 3 Na 2 SO 4 Fe 2(SO 4)3 + H 2 S = 2 Fe. SO 4 + H 2 SO 4 + S 4 Fe. Cl 3 + 2 NH 3 OHCl = 4 Fe. Cl 2 + N 2 O + 6 HCl + H 2 O 2 Fe. Cl 3 + SO 2 + 2 H 2 O = 2 Fe. Cl 2 + H 2 SO 4 + 2 HCl Ферраты соли не существующей в свободном виде железной кислоты H 2 Fe. O 4. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости — сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)3 в щелочи, например, феррат(VI) калия K 2 Fe. O 4. Ферраты окрашены в фиолетовый цвет. Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде: Fe + 2 KOH + 2 H 2 O = K 2 Fe. O 4 + 3 H 2 Ферраты — сильнейшие окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:

Комплексы Ионы Fe(II) и Fe(III) образуют комплексные анионы Fe 4[Fe(CN)6]3 Берлинская лазурь - гексацианоферрат(II) железа(III), Fe 3[Fe(CN)6]2 Турнбулева синь - гексацианоферрат(III) железа(II) K 4[Fe(CN)6] Жёлтая кровяная соль - гексацианоферрат(II) калия K 3[Fe(CN)6] Красная кровяная соль - гексацианоферрат(III) калия Fe. SO 4·(NH 4)2 SO 4· 6 H 2 O соль Мора. 4 K 3[Fe(CN)6] + 4 KOH → 4 K 4[Fe(CN)6] + O 2 + 2 H 2 O K 3[Fe(CN)6] + H 2 O ↔ K 2[Fe(CN)5 OH 2] + KCN K 4[Fe(CN)6] + 6 H 2 SO 4 →(t) 2 K 2 SO 4 + Fe. SO 4 + 3(NH 4)2 SO 4 + 6 CO↑ K 3[Fe(CN)6] + Fe. Cl 2 = K[Fe+3 Fe+2 (CN)6]3 + 2 KCl K 4[Fe(CN)6] + Fe. Cl 3 = K[Fe+3 Fe+2 (CN)6]3 + 3 KCl

Кобальт входит в состав более 30 минералов. К ним относятся каролит Cu. Co 2 SO 4, линнеит Co 3 S 4, кобальтит Co. As. S (кобальтовый блеск), сферокобальтит Co. CO 3, смальтит Со. As 2 (кобальтовый шпейс) и другие. Как правило, кобальту в природе сопутствуют его соседи по 4 -му периоду — никель, железо, медь и марганец. Эти минералы очень редки и не образуют самостоятельных месторождений. Также кобальт в небольших количествах содержится в глинах и сланцах, которые образовались в условиях недостатка кислорода.

Физические свойства Кобальт представляет собой серовато-белый с розоватым отливом металл, ковкий и тягучий, хорошо полирующийся. По твёрдости он превосходит сталь и труднее поддаётся пластической обработке. Для кобальта, как и для железа характерен полиморфизм. Он имеет две полиморфные модификации: v низкотемпературный α-Со (ГПУ) v высокотемпературный ß-Со (ГЦК) При температуры ниже 450°С устойчива гексагональная α-модификация, а при нагревании выше кубическая гранецентрированная ß-модификация. Переход α-Со↔ß-Со наблюдается при 450°С

Получение q Главным сырьём для производства кобальта служат полисульфидные руды. 1) 3 Сo. S + 5 O 2 = Co 3 O 4 + 3 SO 2 2) 2 Co. SO 4 + Cl 2 + 3 Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 Co. OOH + 2 Na. Cl + 3 CO 2↑ + 2 Na 2 SO 4 3) Co 3 O 4 + 4 C → 3 Co + 4 CO 4) Co 3 C + Co. O = 4 Co + CO q Со 2(СО)8 = 2 Co + 8 CO

Химические свойства В отличие от железа кобальт не подвержен коррозии даже при хранении на влажном воздухе. 1) При нагревании на воздухе стружка кобальта сначала медленно окисляется, а при температуре примерно 1000°С сгорает, образуя оксид Со 3 О 4 3 Co + 2 O 2 = Co 3 O 4 2) При высокой температуре кобальт легко соединяется с S, Se, Р, As, Sb, С, Si, В: Сo + S = Co. S Со + Si = Co. Si Co + 2 Si = Co. Si 2 Co + P = Co. P 3 Co + P = Co. P 2 Co + P = Co 2 P

3) В кислотах кобальт растворим значительно труднее железа – реакция металла с соляной кислотой и разбавленной серной кислотой протекает очень медленно и приводит к образованию солей двухзарядных катионов. Проще всего с разбавленной азотной кислотой: 3 Co + 8 HNO 3 (30%) = 3 Co(NO 3)2 + 2 NO↑ + 4 H 2 O Со + 2 HCl = Co. Cl 2 + H 2 Co + H 2 SO 4 = Co. SO 4 + H 2 Концентрированная азотная кислота пассивирует кобальт. 4) Щёлочи с кобальтом не реагируют! 5) При нагревании, кобальт реагирует с галогенами, причём соединения кобальта (III) образуются только с фтором. 2 Co + 3 F 2 → 2 Co. F 3 Co + Cl 2 → Co. Cl 2

Соединения кобальта Со. О серые, коричневые или оливково-зеленые кристаллы с кубич. решеткой Получение Со(ОН)2 = Со. О + Н 2 О Со + Н 2 О (перегретый водяной пар) = Со. О + Н 2 2 Co 3 O 4 = 6 Co. O + O 2. Химические свойства обладает основными свойствами Со. О + Н 2 → Со + Н 2 О. Со. О + СО 2 = Со. СО 3 Со. О + Н 2 О = Со(ОН)2 Co. O + 2 HCl = Co. Cl 2 + H 2 O. Со 3 О 4 Получение 6 Со. О + О 2 = 2 Со 3 О 4 (400 – 700°С) 3 Со(NO 3)2 = Co 3 O 4 + 6 NO 2 + O 2 Химические свойства Химически инертен, не реагирует с водой и минеральными кислотами. Co 3 O 4 + 8 HCl = 3 Co. Cl 2 + 4 H 2 O 2 Co 3 O 4 = 6 Co. O + O 2.

Co(OH)2 Бледно-розовый осадок Получение Co(NO 3)2 + 2 Na. OH = Co(OH)2 + 2 NANO 3 Химические свойства Преобладают основные свойства 4 Со(OH)2 + O 2 = 4 Co. OOH + 2 H 2 O Co(OH)2 + 2 HCl = Co. Cl 2 + 2 H 2 O Co(OH)2 + 4 Na. OH = Na 4[Co(OH)6] 4 Сo(OH)2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 Co(OH)3. Coли кобальта (II) Кобальт (II) образует соли практически со всеми анионами. Растворы солей имеют яркорозовую окраску, характерную для аквакомплексов кобальта (II). Известны растворимые в воде соли кобальта — сульфат Со. SO 4, хлорид Со. Сl 2, нитрат Со(NO 3)2 и другие. К нерастворимым соединениям кобальта относятся фосфат Со 3(PO 4)2, силикат Со 2 Si. O 4 и многие другие Химические свойства Co. SO 4 + 2 Na. OH = Co(OH)2 + Na 2 SO 4 3 Сo. SO 4 + 4 Na 2 HPO 4 = Co 3(PO 4)2 + 2 Na. H 2 PO 4 + 3 Na 2 SO 4 Co. Cl 2 + (NH 4)2 S = Co. S + 2 NH 4 Cl

Комплексные соединения кобальта Наиболее устойчивыми комплексами являются лутеосоли [Co(NH 3)6]3+ жёлтого цвета и розеосоли [Co(NH 3)5 H 2 O]3+ красного или розового цвета. K 3[Co. F 6] – гексафторокобальтат (III) [Со(Н 20)6]2+ - гексааквакобальтат(II) - ион [Co. Cl 4]2− - тетрахлорокобальтат(II)-ион [Co(H 2 O)6]3+ - гексааквакобальтат (III) – ион [Co(H 2 O)6]2+ (водн. ) + 6 NH 3(водн. ) → [Co(NH 3)6]2+ (водн. ) + 6 H 2 O(ж. ) 4[Co(H 2 O)6]2+(водн. ) + 4 Cl−(водн. ) ⇆ [Co. Cl 4]2−(водн. ) + 6 H 2 O(ж. ) 4[Co(H 2 O)6]3+ (водн. ) + 2 H 2 O(ж. ) ⇄ [Co(H 2 O)6]2+(водн. ) + 4 H+(водн. ) + O 2(г. ) [Со(Н 20)6]2+(водн. ) + 6 NН 3(водн. ) → [Co(NH 3)6]3+(водн. ) + 6 Н 20(ж. ) + е− [Со(Н 20)6]2+(водн. ) + 7 N 02 (водн. ) + 2 Н+ → [Co(N 02)6]3+ + NO(г. ) + 7 Н 20(ж. )

Никель Среди составляющих планету элементов никель занимает пятое место — после железа, кислорода, кремния и магния. Никель содержится в некоторых метеоритах, которые по составу представляют собой сплав никеля и железа (так называемые железоникелевые метеориты). Разумеется, как практический источник никеля такие метеориты значения не имеют. Важнейшие минералы никеля: никелин (современное название купферникеля) Ni. As, пентландит (сульфид никеля и железа состава (Fe, Ni)9 S 8), миллерит Ni. S, гарниерит (Ni, Mg)6 Si 4 O 10(OH)2 и другие никельсодержащие силикаты.

Физические свойства Никель представляет собой серебристо-белый металл с желтоватым отливом. По внешнему виду и физическим свойствам напоминает кобальт. В отличие от железа и кобальта никель хуже намагничивается и теряет ферромагнитные свойства при гораздо более низкой (358°С) температуре. Никель мономорфен и вплоть до температуры плавления обладает ГЦК – структурой.

Получение q Главным сырьём для производства никеля служат полисульфидные руды. 1) 2 Ni 3 S 2+ 7 O 2 = 6 Ni. O + 4 SO 2 2) Ni. O + C → Ni + CO (1000°C) 3) Ni 3 C + Ni. O = 4 Ni + CO q Ni(CO)4= Ni+ 4 CO (t)

Химические свойства В отличие от железа никель не подвержен коррозии даже при хранении на влажном воздухе. 1) При нагревании на воздухе стружка никеля сначала медленно окисляется, а при температуре примерно 1000°С сгорает, образуя оксид Ni. O 2 Ni + O 2 = 2 Ni. O 2) При высокой температуре никель легко соединяется с S, Se, Р, As, Sb, С, Si, В: Ni 2 Si, Ni 31 Si 13 Ni 3 P, Ni 5 P 2, Ni 12 P 5, Ni 2 P, Ni 5 P 4, Ni. P 2, Ni. P 3 Ni + S = Ni. S Ni + Si = Ni. Si Ni + N 2 = Ni 3 N

3) В кислотах никель растворим значительно труднее железа – реакция металла с соляной кислотой и разбавленной серной кислотой протекает очень медленно и приводит к образованию солей двухзарядных катионов. Проще всего с разбавленной азотной кислотой: 3 Ni + 8 HNO 3 (30%) = 3 Ni(NO 3)2 + 2 NO↑ + 4 H 2 O Ni + 2 HCl = Ni Cl 2 + H 2 Ni + H 2 SO 4 = Ni SO 4 + H 2 Концентрированная азотная кислота пассивирует Ni 4) Щёлочи с Ni не реагируют!

Соединения никеля Ni. O Темно-зеленые кристаллы. Т. плавл. 1950°C. Практически не растворяется в воде, легко растворяется в кислотах. Получение Химические свойства

Оксид никеля (III) как индивидуальное вещество неизвестен! Ni(OH)2 зеленый осадок, обладает слабоосновными свойствами. Получение Ni(NO 3)2 + 2 Na. OH = Ni(OH)2 + 2 Na. NO 3 Химические свойства Не растворяется даже в концентрированных щелочах 2 Ni(OH)2 + 2 Na. OH + Br 2 = 2 Ni(OH)3 + 2 Na. Br Соли никеля Важнейшие растворимые соли никеля — ацетат, хлорид, нитрат и сульфат. Растворы окрашены обычно в зелёный цвет, а безводные соли — жёлтые или коричнево-жёлтые. К нерастворимым солям относятся оксалат и фосфат (зелёные), три сульфида: Ni. S (черный), Ni 3 S 2 (желтовато-бронзовый) и Ni 3 S 4 (серебристо-белый) Получение Ni + 2 HCl = Ni Cl 2 + H 2 Химические свойства Ni(NO 3)2 + 2 Na. OH = Ni(OH)2 + 2 Na. NO 3 Ni. Cl 2 + (NH 4)2 S = Ni. S + 2 NH 4 Cl

Комплексные соединения никеля Важнейшие комплексные соед. Никеля - аммины. Наиболее характерны гексааммины и акватетраммины с катионами соответственно [Ni(NH 3)6]2+ и [Ni(NH 3)4(H 2 O)2]2+. Это голубые или фиолетовые кристаллические в-ва, обычно растворимые в воде; 1) При кипячении растворов и при действии кислот разлагаются; K 2[Ni(CN)4] = 2 KCN + Ni(CN)2 2) При растворении Ni(CN)2 в р-рах цианидов щелочных металлов образуются цианоникелаты K 2[Ni(CN)4] (желтый) и K 4[Ni(CN)6] (красный). 2 KCN + Ni(CN)2 = K 2[Ni(CN)4] 3) Фиолетовый K 3[Ni. F 6] и красный K 2[Ni. F 6], образуются при действии F 2 на смеси Ni. Cl 2 и КСl: 3 F 2 + Ni. Cl 2 + 2 КСl = K 2[Ni. F 6] + 2 Сl 2

Применение железа q. Железо является основным компонентом сталей и чугунов q. Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов — например, никелевых. q. Магнетит — важный материал в производстве устройств долговременной компьютерной памяти: жёстких дисков, дискет и т. п. q. Ультрадисперсный порошок магнетита используется в черно-белых лазерных принтерах в качестве тонера. q. Применение в электротехнике для магнитопроводов, трансформаторов и электродвигателей. q. Хлорид железа(III) используется в радиолюбительской практике для травления печатных плат. qсульфат железа (железный купорос) в смеси с медным купоросом используется для борьбы с вредными грибками в садоводстве и строительстве. q. Железо применяется в качестве анода в железо - никелевых аккумуляторах, железовоздушных аккумуляторах. q. Водные растворы хлоридов двухвалентного и трёхвалентного железа, а также его сульфатов используются в качестве коагулянтов в процессах очистки природных и сточных вод на водоподготовке промышленных предприятий.

Применение кобальта q. Легирование кобальтом стали повышает её жаропрочность, улучшает механические свойства. Из сплавов с применением кобальта создают обрабатывающий инструмент: свёрла, резцы, и т. п. q. Магнитные свойства сплавов кобальта находят применение в аппаратуре магнитной записи, а также сердечниках электромоторов и трансформаторов. q. Для изготовления постоянных магнитов иногда применяется сплав, содержащий около 50 % кобальта, а также ванадий или хром. q. Кобальт применяется как катализатор химических реакций. q. Кобальтат лития применяется в качестве высокоэффективного положительного электрода для производства литиевых аккумуляторов. q. Силицид кобальта отличный термоэлектрический материал и позволяет производить термоэлектрогенераторы с высоким КПД. q. Радиоактивный кобальт-60 применяется в гамма-дефектоскопии и медицине. q 60 Со используется в качестве топлива в радиоизотопных источниках энергии.

Применение никеля q. Никель является основой большинства суперсплавов — жаропрочных материалов, применяемых в аэрокосмической промышленности для деталей силовых установок. q. Создание никелевого покрытия на поверхности другого металла с целью предохранения его от коррозии. q. Производство железо-никелевых, никель-кадмиевых, никель-цинковых, никельводородных аккумуляторов. q. Применяется при изготовлении брекет-систем (никелид титана). q. Протезирование q. Никель широко применяется при производстве монет во многих странах q. Чистый никель иногда применяется для изготовления разного рода держателей нагретых предметов, сочетая хорошую теплоизоляцию с высокой прочностью и достаточной электропроводностью. q Также никель используется для производства обмотки струн музыкальных инструментов.