Zobrazení zdroje stránky Železo

{{Infobox - chemický prvek
<!-- tabulka ( + část obecné) -->| značka = Fe
| protonové číslo = 26
| nukleonové číslo = 56
| název = Železo
| latinsky = ferrum
| nad = 
| pod = [[Ruthenium|Ru]]
| vlevo = [[Mangan]]
| vpravo = [[Kobalt]]
| dolní tabulka = ano
<!-- obecné -->| chemická skupina = Přechodné kovy
| číslo CAS = 7439-89-6
| skupina = 8
| perioda = 4
| blok = d
| koncentrace v zemské kůře = 47 000 až 56 300&nbsp;ppm
| koncentrace v mořské vodě = 0,01&nbsp;mg/l
| obrázek = Iron_electrolytic_and_1cm3_cube.jpg
| emisní spektrum = Iron_Spectrum.jpg
| vzhled = Světle šedý až bílý kov
<!-- Atomové vlastnosti -->| relativní atomová hmotnost = 55,845(2)
| atomový poloměr = 140 (156 vypočtený)&nbsp;pm
| kovalentní poloměr = 125&nbsp;pm
| Van der Waalsův poloměr = 
| elektronová konfigurace = [Ar] 3d<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup>
| oxidační čísla = −II, '''II''', '''III''', IV, VI
<!-- Fyzikální vlastnosti -->| skupenství = [[Pevná látka|Pevné]]
| krystalografická soustava = Prostorově centrovaná krychlová mřížka (0–1179 K; 1674–1811 K), plošně centrovaná krychlová mřížka (1179–1674 K)
| hustota = 7,86 g/cm³ <br />(při teplotě tání 6,98 g/cm³)
| tvrdost = 4,0
| magnetické chování = [[Feromagnetismus|Ferromagnetické]] (do teploty 1043 K)
| teplota tání = 1538
| teplota varu = 2861
| molární objem = 7,09×10<sup>−6</sup>&nbsp;m<sup>3</sup>/mol
| skupenské teplo tání = 13,8 kJ/mol
| skupenské teplo varu = 340 kJ/mol
| tlak syté páry = 7,05 [[Pascal (jednotka)|Pa]] (při 1808 K)
| rychlost zvuku = Při 293,15 K : 5900 (podélně), 3200 (příčně)&nbsp;m/s
| měrná tepelná kapacita = 452 Jkg<sup>−1</sup>K<sup>−1</sup> (0,1077 kJ/mol)
| elektrická vodivost = 9,93×10<sup>6</sup>&nbsp;S/m
| měrný elektrický odpor = 96,1 nΩm (při 20&nbsp;°C)
| tepelná vodivost = 80,2&nbsp;W⋅m<sup>−1</sup>⋅K<sup>−1</sup>
<!-- Různé -->| standardní elektrodový potenciál = −0,447 V (Fe<sup>2+</sup> + 2e<sup>−</sup> → Fe)<br />−0,037 V (Fe<sup>3+</sup> + 3e<sup>−</sup> → Fe)<br />2,20 V (FeO<sub>4</sub><sup>2−</sup>+ 8 H<sup>+</sup> + 3e<sup>−</sup>→Fe<sup>3+</sup>+4 H<sub>2</sub>O)&nbsp;V
| elektronegativita = 1,83
| spalné teplo na m3 = 
| spalné teplo na kg = 
| ionizační energie = Fe→Fe<sup>+</sup>+e<sup>−</sup>: 762,5 kJ/mol<br />Fe<sup>+</sup>→Fe<sup>2+</sup>+e<sup>−</sup>: 1561,9 kJ/mol <br />Fe<sup>2+</sup>→Fe<sup>3+</sup>+e<sup>−</sup>: 2957 kJ/mol <br />Fe<sup>3+</sup>→Fe<sup>4+</sup>+e<sup>−</sup>: 5290 kJ/mol
| iontový poloměr = Fe<sup>2+</sup>: 0,61 Å nebo 0,78 Å ''(nízkospinové a vysokospinové uspořádání)''<br />Fe<sup>3+</sup>: 0,55 Å nebo 0,64 Å ''(nízkospinové a vysokospinové uspořádání)''<br />Fe<sup>4+</sup>: 0,58 Å (0,52×10<sup>−10</sup>m)<br />Fe<sup>6+</sup>: 0,25 Å (0,25×10<sup>−10</sup>m)&nbsp;pm
<!-- Izotopy -->| izotopy = {{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
  | nukleonové číslo = 52
  | značka = Fe
  | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
  | poločas = 8,275 [[Hodina|h]]
  | způsob = [[Záchyt elektronu|ε]] [[Záření beta|β+]]
  | energie = 2,377
  | nukleonové číslo produktu = 52
  | značka produktu = [[Mangan|Mn]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
  | nukleonové číslo = 53
  | značka = Fe
  | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
  | poločas = 8,51 [[Minuta|min]]
  | způsob = [[Záchyt elektronu|ε]] [[Záření beta|β+]]
  | energie = 3,742&nbsp;6
  | nukleonové číslo produktu = 53
  | značka produktu = [[Mangan|Mn]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
  | nukleonové číslo = 54
  | značka = Fe
  | výskyt = 5,845
  | poločas = 3,1×10<sup>22</sup> [[Rok|let]]
  | způsob = 2 × [[Záchyt elektronu|β]]
  | energie = 
  | nukleonové číslo produktu = 54
  | značka produktu = [[Chrom|Cr]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
  | nukleonové číslo = 55
  | značka = Fe
  | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
  | poločas = 2,744 [[Rok|let]]
  | způsob = [[Záchyt elektronu|ε]]
  | energie = 0,231&nbsp;1
  | nukleonové číslo produktu = 55
  | značka produktu = [[Mangan|Mn]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Stabilní izotop
  | nukleonové číslo = 56
  | značka = Fe
  | výskyt = 91,72
  | počet neutronů = 30
}}{{Infobox - chemický prvek/Stabilní izotop
  | nukleonové číslo = 57
  | značka = Fe
  | výskyt = 2,20
  | počet neutronů = 31
}}{{Infobox - chemický prvek/Stabilní izotop
  | nukleonové číslo = 58
  | značka = Fe
  | výskyt = 0,28
  | počet neutronů = 32
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
  | nukleonové číslo = 59
  | značka = Fe
  | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
  | poločas = 44,495 [[Den|dní]]
  | způsob = [[Záření beta|β<sup>−</sup>]]
  | energie = 1,565
  | nukleonové číslo produktu = 59
  | značka produktu = [[Kobalt|Co]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
  | nukleonové číslo = 60
  | značka = Fe
  | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
  | poločas = 2,62×10<sup>6</sup> [[Rok|let]]<ref name="rugel">G. Rugel, T. Faestermann, K. Knie, G. Korschinek, M. Poutivtsev, D. Schumann, N. Kivel, I. Günther-Leopold, R. Weinreich, M. Wohlmuther: ''New Measurement of the <sup>60</sup>Fe Half-Life.'' In: ''Physical Review Letters.'' 103, 2009, S.&nbsp;072502, {{DOI|10.1103/PhysRevLett.103.072502}}.</ref>
  | způsob = [[Záření beta|β<sup>−</sup>]]
  | energie = 3,978
  | nukleonové číslo produktu = 60
  | značka produktu = [[Kobalt|Co]]
}}<!-- Bezpečnost -->
| R-věty = {{R|11}}
| S-věty = {{S|53}}, {{S|45}}, {{S|60}}, {{S|61}}
| symboly nebezpečí GHS = {{GHS02}}{{GHS07}}<ref name=pubchem_cid_23925>{{Citace elektronického periodika | titul = Fe | periodikum = pubchem.ncbi.nlm.nih.gov | vydavatel = PubChem | url = https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/23925 | jazyk = en | datum přístupu = 2021-05-24 }}</ref><br>{{Nebezpečí}}<ref name=pubchem_cid_23925 />
}}
'''Železo''' (chemická značka '''Fe''', {{Vjazyce|la}} ''ferrum'') je nejrozšířenější [[přechodné kovy|přechodný kovový]] prvek a druhý nejrozšířenější [[Kovy|kov]] na Zemi, je také hojně zastoupen i ve vesmíru, kde hraje významnou roli ve [[Vývoj hvězd|vývoji hvězd]]. Lidstvu je znám již od [[pravěk]]u. V přírodě se minerály železa vyskytují velmi hojně a železo se z nich (ve formě [[Slitina|slitiny]] s [[uhlík]]em) získává [[redoxní reakce|redukcí]] ve [[vysoká pec|vysoké peci]].

Objev výroby a využití železa byl jedním ze základních momentů vzniku současné civilizace. Lidstvu je známo již od pravěku, průmyslová výroba v masovém měřítku však začíná teprve v [[18. století]]. Železo má mnohostranné využití k&nbsp;výrobě většiny základních technických prostředků používaných člověkem, zhotovovaných ze [[slitina|slitin]] železa nazývaných [[ocel]]i a [[Litina|litiny]]. Velmi významné jsou také sloučeniny železa, ať už [[anorganická sloučenina|anorganické]], [[organická sloučenina|organické]] nebo [[komplexní sloučenina|komplexní]]. Železo je také velmi významným [[biogenní prvky|biogenním prvkem]], v organismu se podílí na přenášení [[kyslík]]u k buňkám a tím umožňuje život mnoha organismů na naší planetě. Nedostatek železa vede k [[chudokrevnost]]i, která se projevuje sníženou kapacitou krve pro dýchací plyny.<ref>{{Citace elektronického periodika |titul=Vliv nedostatku železa na organismus |url=http://www.onemoci.cz/zelezo/ |datum přístupu=2014-03-10 |url archivu=https://web.archive.org/web/20140310171705/http://www.onemoci.cz/zelezo/ |datum archivace=2014-03-10 |nedostupné=ano }}</ref>

== Základní fyzikálně-chemické vlastnosti ==
[[Soubor:Eisen 1.jpg|vlevo|náhled|Čisté železo]]
Železo je poměrně měkké, světle šedé až bílé. Je to [[feromagnetismus|feromagnetický]] kov s malou odolností proti [[koroze|korozi]]. Je feromagnetické do teploty 768&nbsp;°C – [[Curieova teplota|Curieův bod]] – kdy tuto vlastnost ztrácí. Železo patří mezi přechodné prvky, které mají valenční [[elektron]]y v d-orbitalu. Ve sloučeninách se vyskytuje především v mocenství Fe<sup>2+</sup> a Fe<sup>3+</sup>, sloučeniny Fe<sup>4+</sup> jsou velmi nestálé a nemají praktický význam. Sloučeniny Fe<sup>6+</sup> jsou velmi silná [[oxidační činidlo|oxidační činidla]], ale nejsou stabilní, a proto se nevyužívají.

Chemicky je elementární železo značně nestálé a reaktivní. Velmi snadno se rozpouští působením minerálních kyselin. V [[kyselina chlorovodíková|kyselině chlorovodíkové]] se rozpouští za vzniku [[chlorid železnatý|chloridu železnatého]], který se velmi rychle oxiduje rozpuštěným [[kyslík]]em ve vodě na [[chlorid železitý]]. Ve zředěné [[kyselina sírová|kyselině sírové]] se železo rozpouští za vzniku [[síran železnatý|síranu železnatého]], který se ovšem delším stáním na vzduchu oxiduje na [[síran železitý]], v koncentrované kyselině sírové se železo nerozpouští vlivem pasivace. Ve zředěné [[kyselina dusičná|kyselině dusičné]] se železo rozpouští za vzniku [[dusičnan železitý|dusičnanu železitého]] a&nbsp;v&nbsp;koncentrované se pouze na povrchu [[Pasivace|pasivuje]] a nerozpouští.

Hydroxidy na železo za normální teploty nepůsobí, avšak zahříváním železných pilin s hydroxidem alkalického kovu vznikají [[železany]]. Působením vzdušné vlhkosti se železo snadno [[Redoxní reakce|oxiduje]] za tvorby hydratovaných oxidů ([[rez]]). Tato reakce přitom nevede k&nbsp;ochraně materiálu povrchovou pasivací jako u mnoha jiných kovových prvků, protože vrstva rzi se snadno odlupuje a&nbsp;koroze pokračuje do hloubky materiálu. V suchém vzduchu (bez vlhkosti) reaguje železo s [[kyslík]]em až při teplotě 150&nbsp;°C a&nbsp;se samotnou vodou železo bez přítomnosti kyslíku vůbec nereaguje. Při žíhání železa&nbsp;ve vzduchu nebo jeho reakcí s vodní párou vzniká [[oxid železnato-železitý]] Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub>. Železo se přímo za horka slučuje s [[Chlor|chlórem]], [[síra|sírou]] a&nbsp;[[fosfor]]em a má schopnost se slučovat („slévat“) s [[uhlík]]em a [[křemík]]em, naproti tomu se železo vůbec neslučuje s&nbsp;[[dusík]]em.

Významnou vlastností [[atomové jádro|atomového jádra]] železa je skutečnost, že se vyznačuje nejvyšší vazebnou energií ze všech známých prvků. Prakticky to znamená, že při [[termonukleární fúze|termojaderné fúzi]], probíhající v nitru hvězd je železo posledním prvkem, který lze tímto způsobem připravit za vzniku energetického zisku. Naopak při štěpení jader těžkých prvků je jádro atomu železa prvním, z něhož nelze štěpením získat energii.

== Původ a význam ve vesmíru ==
Železo vzniká hvězdnou [[Nukleosyntéza|nukleosyntézou]], [[Termonukleární fúze|termonukleární fúzí]] [[křemík]]u v jádrech velkých hvězd na konci jejich [[Vývoj hvězd|vývoje]]. Železo je [[Relativní atomová hmotnost|nejtěžším]] prvkem, který se v posloupnosti od hélia v jádře hvězd syntetizuje za současného uvolnění energie. Železo se v jádře hvězdy hromadí, protože fúze jeho jader neuvolňuje energii. Gravitace nahromaděného železa poruší [[Hydrostatická rovnováha|hydrostatickou rovnováhu]] hvězdy, způsobí její [[gravitační kolaps]] a následný [[Supernova|výbuch supernovy]] druhého typu. Tím se železo s ostatními prvky vzniklými v jádře hvězdy rozptýlí do vesmírného prostoru. Při výbuchu supernovy se současně syntetizují prvky těžší než železo, které fúzí v jádru hvězdy vzniknout nemohou.

== Historický vývoj ==
[[Soubor:Widmanstatten IronMet.JPG|vlevo|náhled|Železný meteorit]]
Železo je lidstvu známo již od prehistorické doby ([[doba halštatská|halštatské]] a [[laténská kultura|laténské]] období), avšak ne všechny nálezy v přírodě lze pokládat za lidské výtvory. Železné kuličky staré 6000 let, které se nachází v přírodě, jsou [[Siderit (meteorit)|meteoritického původu]].<ref name="Chemie prvků II s. 1320" /> Ani později nalezené vzorky, které vznikly [[Redoxní reakce|redukcí]] rud obsahujících železo [[dřevěné uhlí|dřevěným uhlím]], nelze považovat za odlité člověkem, protože bez použití měchů nelze dosáhnout patřičné teploty pro jeho redukci.<ref name="Chemie prvků II s. 1320" />

První železo vzniklé činností člověka, které bylo možno opracovávat kovářským způsobem, je [[houbovité železo]], které vzniklo nízkoteplotní redukcí železné rudy v zkujňovacím ohništi. Železná ruda se zahřívala v mělkých jamách s velkým přebytkem [[dřevěné uhlí|dřevěného uhlí]] rozdmýchávaného měchem. Získaly se tak slinuté kusy kujného železa, které se dále zpracovaly [[Kovářství|kovářským způsobem]]. S tímto způsobem výroby železa se setkáváme prvně u [[Chetité|Chetitů]] ve třetím tisíciletí před naším letopočtem.<ref name="What Happend in History" /> Chetité výrobu železa velmi dobře střežili a k jeho rozšíření tak došlo teprve po rozpadu Chetitské říše někdy okolo roku [[12. století př. n. l.|1200 př. n. l.]], kdy začíná [[doba železná]].<ref name="What Happend in History">Childe V. G.: What Happend in History, Penguin Books, Londýn 1942, str. 182</ref>

Ve [[středověk]]u se při zpracovávání přešlo od jam či plochých krbů k malým šachtovým pecím, z nichž se postupem času vyvinuly dnešní [[vysoká pec|vysoké pece]]. Ve [[14. století]] byl zaveden pohon [[dmychadlo|dmýchadel]] vodní silou, což vedlo ke zvýšení teploty v peci a získalo se tak železo s větším obsahem [[uhlík]]u – [[surové železo]]. To není kujné, ale lidé se je postupně učili zpracovávat na kujné železo novým zahříváním za vydatného přívodu [[vzduch]]u.

Významný krok ve zpracování železných rud bylo zavedení [[koks]]u jako paliva a [[redukční činidlo|redukčního činidla]] na konci [[18. století]]<ref name="Iron in Archaeology" />. Jeho použití lze považovat za jeden z hlavních faktorů [[Industrializace|průmyslové revoluce]].<ref name="Chemie prvků II s. 1320">Chemie prvků II (viz literatura), strana 1320.</ref> Zkujňování železa v 1. polovině 19. století probíhalo ještě v ne zcela roztaveném stavu v [[Pudlovna|pudlovnách]], teprve ve druhé polovině [[19. století]] bylo výrazně zlepšeno pomocí zkujňování větrem ([[Bessemerův konvertor|pochod Bessemerův]], bessemerace, [[1855]]) a topení s regenerací tepla ([[Siemensova–Martinova pec|proces Siemensův–Martinův]], [[1865]]). V poslední době bylo pro výrobu vysoce kvalitních [[ocel]]í zavedeno tavení v [[elektrická pec|elektrické peci]].<ref name="Iron in Archaeology">Pleiner, R. (2000) Iron in Archaeology, The European Bloomery Smelters, Praha, Archeologický Ústav AV ČR.</ref>

== Výskyt ==
: ''Další minerály železa naleznete v&nbsp;'''[[:Kategorie:Minerály železa|kategorii Minerály železa]]'''.''
[[Soubor:2005iron ore.PNG|náhled|vlevo|Těžba železa v roce 2005. Na prvním místě je [[čínská lidová republika|Čína]] s asi 420 milióny tun, následuje [[Brazílie]] (asi 300 miliónů tun) a [[Austrálie]] (asi 250 miliónů tun)]]
Železo patří vzhledem ke stálosti svého jádra mezi prvky s velmi významným zastoupením na Zemi i ve vesmíru. Železo se vyskytuje také na [[Měsíc]]i, kde jeho zastoupení v kůře činí 9 %. V měsíčním prachu je obsažen v kovové formě v množství okolo 0,5 %, v průměrně dvanáctimetrové povrchové vrstvě se nachází okolo 10<sup>12</sup> tun železa.<ref name="Chemie prvků II s. 1321" /> V [[zemská kůra|zemské kůře]] činí průměrný obsah železa 4,7–6,2 % (62&nbsp;000&nbsp;[[Parts per million|ppm]]), čímž se řadí na 4. místo podle výskytu prvků (před ním je jen [[kyslík]], [[křemík]] a [[hliník]]).<ref name="Chemie prvků II s. 1321">Chemie prvků II (viz literatura), strana 1321.</ref> Předpokládá se, že [[zemské jádro]] je složeno především ze železa, [[kobalt]]u a [[nikl]]u a celkový podíl železa na složení naší planety je ještě podstatně vyšší (podle některých údajů až 35 %).{{Doplňte zdroj}}

V mořské [[voda|vodě]] se jeho koncentrace pohybuje pouze na úrovni 0,01 miligramů v jednom litru. Předpokládá se, že ve [[vesmír]]u připadá na jeden atom železa přibližně 40 000 atomů [[vodík]]u.

V přírodě se železo vyskytuje ve formě sloučenin v mnoha [[Ruda|rudách]], které mohou být průmyslově využity k jeho výrobě. Nejvíce se vyskytuje ve formě [[Oxidy|oxidů]] a [[uhličitany|uhličitanů]].<ref name="Chemie prvků II s. 1321" /> Z nejznámějších lze jmenovat například [[hematit]] (krevel) Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>, [[magnetit]] (magnetovec) Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub>, [[limonit]] (hnědel) Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> · x H<sub>2</sub>O, [[ilmenit]] FeTiO<sub>3</sub> nebo [[siderit]] (ocelek) FeCO<sub>3</sub>. Známý je i [[sulfidy|sulfidický]] [[pyrit]] FeS<sub>2</sub>, který se však kvůli obtížnému oddělení [[síra|síry]] od železa průmyslově tolik nezpracovává.<ref name="Chemie prvků II s. 1321" /> Co do obsahu železa je z těchto rud nejhodnotnější magnetit, který obsahuje téměř tři čtvrtiny hmotnosti železa, ale nejhojněji se vyskytující rudou je hematit. Vzhledem k vysoké dostupnosti železných rud se vybírají ty kvalitnější.

K méně známým rudám železa, které nelze využívat k jeho výrobě, patří například [[augit]] (Ca,Mg,Fe)SiO<sub>3</sub>, [[chromit]] FeCr<sub>2</sub>O<sub>4</sub>, [[kobaltin]] (Co,Fe)AsS, [[jakobsit]] MnFe<sub>2</sub>O<sub>4</sub>, [[andradit]] Ca<sub>3</sub>Fe<sub>2</sub><sup>3+</sup>(SiO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>, [[olivín]] (Mg,Fe)<sub>2</sub>SiO<sub>4</sub>, [[triplit]] (Mn,Fe,Mg,Ca)<sub>2</sub>(PO<sub>4</sub>)(F,OH), [[vivianit]] Fe<sub>3</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>· 8(H<sub>2</sub>O) a [[wolframit]] (Fe,Mn)WO<sub>4</sub>.

Elementární kovové železo, které lze nalézt na zemském povrchu, je buď pozemské, nebo meteoritické. Pozemské je vzniklé nejspíše „přirozeným zhutněním“ železa obsaženého v [[Čedič|bazaltech]], přičemž se poukazuje na přítomnost uhelných vrstev nebo jejich uzavřenin (výskyty na ostrově [[Disko (ostrov)|Disko]] u [[Grónsko|Grónska]] či v Bühlu u [[Německo|německého]] [[Kassel]]u, v&nbsp;Česku vzácně ze [[Straky u Duchcova|Strak u Duchcova]]). Meteorický původ železa je praktickým důkazem významné přítomnosti železa v okolním vesmíru a minulosti bylo meteorické železo jediným zdrojem pro výrobu železných nástrojů, zbraní a dalších předmětů.

<gallery>
Soubor:Mineral Olixisto GDFL101.jpg|Hematit – Krevel
Soubor:Pyrite foolsgold.jpg|Pyrit
Soubor:Magnetit.jpg|Magnetit – Magnetovec
Soubor:Mineral Limonita GDFL120.jpg|Limonit – Hnědel

</gallery>

== Průmyslová výroba ==
{{Podrobně|Vysoká pec}}
[[Soubor:VysokaPec.jpg|náhled|250px|'''Schéma vysoké pece''':<br />
1. vhánění předehřátého vzduchu (~900&nbsp;°C)<br />
2. tavicí zóna (~2000&nbsp;°C)<br />
3. zóna redukce [[oxid železnatý|oxidu železnatého]] FeO (700–1200&nbsp;°C)<br />
4. zóna redukce [[oxid železitý|oxidu železitého]] Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> (200–700&nbsp;°C)<br />
5. předehřívací zóna (~200&nbsp;°C)<br />
6. zavážka ([[ruda]], [[vápenec]], [[koks]])<br />
7. odpadní plyny<br />
8. sloupec rudy, koksu a vápence<br />
9. odvod [[struska|strusky]]<br />
10. odběr surového železa<br />
11. odvod odpadních plynů<br />(citace<ref name="Chemie prvků II s. 1324" /><ref>Překlad anglického popisku na [[:Soubor:VysokaPec.jpg|stránce uvedeného obrázku]].</ref>)]]

Velmi čisté železo se v menším množství vyrábí redukcí čistého oxidu nebo hydroxidu [[vodík]]em nebo karbonylovým způsobem zahříváním železa v atmosféře [[oxid uhelnatý|oxidu uhelnatého]] CO při zvýšeném tlaku a následným rozkladem vzniklého [[pentakarbonyl železa|pentakarbonylu železa]] Fe(CO)<sub>5</sub> při teplotě 250&nbsp;°C na práškový kov.<ref name="Chemie prvků II s. 1321" />

Pro běžné použití se železo získává jakožto [[surové železo]] ve [[vysoká pec|vysoké peci]] [[Redoxní reakce|redukcí]] svých [[Oxidy|oxidů]] [[koks]]em nebo [[oxid uhelnatý|oxidem uhelnatým]]. Upravené [[ruda|rudy]] se střídavě naváží se [[Struska|struskotvornými]] látkami ([[vápenec]], [[oxid křemičitý|oxidy křemíku]]) a koksem do [[vysoká pec|vysoké pece]].

Ve vysoké peci probíhá několik dějů. V dolní části pece se spaluje koks na [[oxid uhličitý]] CO<sub>2</sub> díky vhánění předehřátého vzduchu (popř. vzduchu obsahujícího [[topný olej]]).
*: <math>\mathrm{C + O_2\ \rightarrow\ CO_2}</math>
Touto [[exotermní reakce|exotermickou reakcí]] se pec v tavicí zóně vyhřívá na teplotu okolo 2&nbsp;000&nbsp;°C<ref name="Chemie prvků II s. 1324">Chemie prvků II (viz literatura), strana 1324.</ref>, což způsobí roztavení surového železa a tvorbu [[struska|strusky]]. Struska je vrstva lehkých oxidů a [[Křemičitany|silikátů]], která chrání taveninu před zpětnou oxidací vzdušným kyslíkem.
*: <math>\mathrm{SiO_2 + CaO\ \rightarrow\ CaSiO_3}</math>
Na dně se hromadí roztavené železo, odkud se vypouští odděleně od strusky. Ve vyšších vrstvách pece probíhá nepřímá redukce oxidů železa oxidem uhelnatým. Nejdříve dochází k redukci [[oxid železitý|oxidu železitého]] (přechodně vzniká [[oxid železnato-železitý]] Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub>) a k rozkladu vápence na [[oxid vápenatý]] CaO a oxid uhličitý (reakce potřebující méně energie):
*: <math>\mathrm{3\,Fe_2O_3 + CO\ \rightarrow\ 2\,Fe_3O_4 + CO_2}</math>

*: <math>\mathrm{Fe_3O_4 + CO\ \rightarrow\ 3\,FeO + CO_2}</math>

*: <math>\mathrm{CaCO_3\ \rightarrow\ CaO + CO_2}</math>
V teplejší části se redukuje vzniklý [[oxid železnatý]] a dochází k nedokonalému spalování koksu za vzniku dalšího oxidu uhelnatého.
*: <math>\mathrm{FeO + CO\ \rightarrow\ Fe\,(s) + CO_2}</math>

*: <math>\mathrm{C + CO_2\ \rightarrow\ 2\,CO}</math>
Ve spodních částech probíhá přímá redukce oxidů železa uhlíkem.
*: <math>\mathrm{Fe_2O_3 + 3\,C\ \rightarrow\ 2\,Fe\,(s) + 3\,CO}</math>

Celý proces probíhá prakticky nepřetržitě – na horní část vysoké pece se stále zaváží [[železná ruda]], železný [[kovový šrot|šrot]], koks a struskotvorné přísady a naspodu se v určitých intervalech odpouští roztavené kovové železo – odpich vysoké pece.<ref>Kirk-Othmer Encyklopedia of Chemical Technology, 3. vydání, Vol. 13. Interscience, New York 1981, str. 735</ref><ref>Finniston M. : Ther Technological Feature Feature of Steel Industry, Chem. Ind. 1976, 501</ref>

Surové železo obsahuje řadu nežádoucích příměsí jako je [[uhlík]] C (3–5%), [[křemík]] Si a [[fosfor]] P.<ref name="Chemie prvků II s. 1322" /> V menší míře přijímá i [[síra|síru]] S, která je ale více zadržena v podobě [[sulfid manganatý|sulfidu manganatého]] MnS ve strusce. Surové železo se dobře odlévá, nejčastěji do forem požadované velikosti nebo do [[ingot]]ů či housek.<ref name="Chemie prvků II s. 1322" /> Výsledný produkt je poměrně pevný a tvrdý, ale velmi křehký, a možnost jeho dalšího mechanického opracování po odlití je minimální; prakticky všechno surové železo se dále [[Výroba oceli|zpracovává na ocel]]. Struska se využívá ve [[stavebnictví]] k výrobě tvárnic, izolací stěn a některých druhů cementu.<ref name="Chemie prvků II s. 1324" />

== Zpracování surového železa na ocel ==
[[Soubor:Semence tapissier.jpg|vlevo|náhled|Ocelové hřebíky]]
[[Soubor:Alto horno antiguo Sestao.jpg|vpravo|náhled|Vysoká pec na výrobu surového železa – Sestao, Španělsko]]
{{Podrobně|Výroba oceli}}
Obsah uhlíku v surovém železe je příliš vysoký, a proto je nutné jej [[Redoxní reakce|oxidačním]] procesem v ocelářských zařízeních snížit. Toho se dociluje oxidací uhlíku buďto [[kyslík]]em ze vzduchu (Thomasův [[konvertor (metalurgie)|konvertor]]), profoukáváním kyslíkem (LD konvertor) nebo přisazováním železné rudy a ocelového odpadu do taveniny v nístějových pecích (Siemensův–Martinův proces, elektrická oblouková pec).

Získaná nelegovaná neboli měkká ocel je poměrně měkká a snadno se mechanicky zpracovává (tažení, kování, ohýbání atd.). Mechanické vlastnosti se dají dále upravovat tepelným zpracováním, například [[kalení]]m (zahřátím do červeného žáru a prudkým zchlazením vodou, [[minerální olej|minerálním olejem]]) nebo [[popouštění]]m (zahřátím na 200–300&nbsp;°C a pomalým chlazením).<ref name="Chemie prvků II s. 1322">Chemie prvků II (viz literatura), strana 1322.</ref> Slouží k výrobě drátů, plechů, hřebíků a podobných produktů.

Další zkvalitnění vyrobené oceli se dosahuje [[legování]]m, tedy přídavky definovaných množství jiných [[kovy|kovů]] za vzniku [[slitina|slitiny]]. Hlavními prvky pro legování ocelí jsou [[nikl]], [[chrom]], [[vanad]], [[mangan]], [[wolfram]], [[kobalt]] a ve speciálních aplikacích ještě mnoho dalších. Rozlišujeme uklidněné a neuklidněné oceli. U uklidněných ocelí je rozpuštěný kyslík vázán přísadou [[hliník]]u (Al) nebo [[křemík]]u (Si).

Existuje více než 2 000 různých druhů ocelí s přesně definovaným složením a mechanickými vlastnostmi, jako je [[pevnost (fyzika)|pevnost]], [[tvrdost kovů|tvrdost]], chemická odolnost a řada dalších. Ocelové polotovary jsou dále zpracovány ve válcovnách na drát, plech, nosníky, kolejnice, profily, které jsou široce používány v průmyslu, stavebnictví atd. Část těchto polotovarů slouží jako výchozí materiál pro výrobu výkovků v kovárnách.

== Izotopy železa ==
V přírodě se nacházejí 4 izotopy. Nejvíce rozšířeným přírodním [[izotop]]em je vzhledem ke stabilitě svého [[atomové jádro|jádra]] <sup>56</sup>Fe (91,75%).<ref name="izotopy IUPAC 2000">[http://www.iupac.org/publications/pac/2003/7506/7506x0683.html Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report)] {{en}} (Procentuální zastoupení je zaokrouhleno na dvě desetinná místa).</ref> Uvedený izotop má nejvyšší [[hmotnostní schodek]] a tedy i největší [[vazebná energie jádra|vazebnou energii]] jádra ze všech známých izotopů.<ref>[http://www.iupac.org/publications/pac/2003/7506/7506x0683.html Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report)] ("It is of interest to note that <sup>56</sup>Fe has a larger mass defect than any other nuclide.")</ref> Proto je také konečným produktem [[nukleosyntéza|nukleosyntézy]] ve [[hvězda|hvězdách]]. Zbývající tři stabilní izotopy jsou: <sup>54</sup>Fe (5,85%<ref name="izotopy IUPAC 2000" />),<sup>57</sup>Fe (2,12%<ref name="izotopy IUPAC 2000" />) a <sup>58</sup>Fe (0,28%<ref name="izotopy IUPAC 2000" />).
<!--<ref name="izotopy Nubase 2003">[http://amdc.in2p3.fr/web/nubase_en.html The Nubase2003 evaluation of nuclear and decay properties] {{en}}</ref>.-->

<sup>60</sup>Fe je zaniklý [[radionuklid]] s dlouhým poločasem rozpadu (1,5 mil. let). Většina prací v minulosti týkajících se měření izotopového složení Fe se soustřeďovala na určování změn <sup>60</sup>Fe vzhledem k procesům doprovázející [[nukleosyntéza|nukleosyntézu]] (vznik jádra atomu z [[nukleon]]u) a formaci rudy. V posledním desetiletí pokrok v [[hmotnostní spektrometrie|hmotnostní spektrometrii]] umožnil detekci rozdílů řádově v minutách, což jsou přirozeně se vyskytující rozdíly stabilních izotopů železa. Velká část této práce byla hnána komunitou vědců zabývajících se [[Země|Zemí]] a&nbsp;[[planeta|planetárními]] vědami, ačkoliv se začíná objevovat využití i&nbsp;v&nbsp;biologických a průmyslových systémech.<ref>Dauphas, N. & Rouxel, O. 2006. Mass spectrometry and natural variations of iron isotopes. ''Mass Spectrometry Reviews'', 25,''' 515-550</ref>
{| class="wikitable sortable"
|+ Vybrané izotopy
|-
! {{Tooltip|Izotop|Izotop}}
! {{Tooltip|Výskyt (%)|Přirozený výskyt (v procentech)}}
! {{Tooltip|Spin|Spin jádra}}
! {{Tooltip|T<sub>1/2</sub>|Poločas rozpadu}}
! {{Tooltip|Způsob|Způsob rozpadu}}
! {{Tooltip|Energie (MeV)|Energie rozpadu (v jednotkách MeV)}}
! {{Tooltip|Produkt|Produkt rozpadu}}
{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
 | nukleonové číslo = 52
 | značka = Fe
 | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
 | poločas = 8,275 [[Hodina|h]]
 | způsob = [[Záchyt elektronu|ε]]
 | energie = 2,372
 | nukleonové číslo produktu = 52
 | značka produktu = [[Mangan|Mn]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
 | nukleonové číslo = 53
 | značka = Fe
 | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
 | poločas = 8,51 [[Minuta|min]]
 | způsob = [[Záchyt elektronu|ε]]
 | energie = 3,743
 | nukleonové číslo produktu = 53
 | značka produktu = [[Mangan|Mn]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
 | nukleonové číslo = 54
 | značka = Fe
 | výskyt = 5,8
 | poločas = 3,1×10<sup>22</sup> [[Rok|let]]
 | způsob = 2×[[Záchyt elektronu|ε]]
 | energie = 
 | nukleonové číslo produktu = 54
 | značka produktu = [[Chrom|Cr]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
 | nukleonové číslo = 55
 | značka = Fe
 | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
 | poločas = 2,737 [[Rok|let]]
 | způsob = [[Záchyt elektronu|ε]]
 | energie = 0,231
 | nukleonové číslo produktu = 55
 | značka produktu = [[Mangan|Mn]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Stabilní izotop
 | nukleonové číslo = 56
 | značka = Fe
 | výskyt = 91,72
 | počet neutronů = 30
}}{{Infobox - chemický prvek/Stabilní izotop
 | nukleonové číslo = 57
 | značka = Fe
 | výskyt = 2,20
 | počet neutronů = 31
}}{{Infobox - chemický prvek/Stabilní izotop
 | nukleonové číslo = 58
 | značka = Fe
 | výskyt = 0,28
 | počet neutronů = 32
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
 | nukleonové číslo = 59
 | značka = Fe
 | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
 | poločas = 44,495 [[Den|dní]]
 | způsob = [[Záření beta|β<sup>−</sup>]]
 | energie = 1,565
 | nukleonové číslo produktu = 59
 | značka produktu = [[Kobalt|Co]]
}}{{Infobox - chemický prvek/Nestabilní izotop
 | nukleonové číslo = 60
 | značka = Fe
 | výskyt = [[Umělý izotop|umělý]]
 | poločas = 2,62×10<sup>6</sup> [[Rok|let]]<ref name="rugel">G. Rugel, T. Faestermann, K. Knie, G. Korschinek, M. Poutivtsev, D. Schumann, N. Kivel, I. Günther-Leopold, R. Weinreich, M. Wohlmuther: ''New Measurement of the <sup>60</sup>Fe Half-Life.'' In: ''Physical Review Letters.'' 103, 2009, S.&nbsp;072502, {{DOI|10.1103/PhysRevLett.103.072502}}.</ref>
 | způsob = [[Záření beta|β<sup>−</sup>]]
 | energie = 3,978
 | nukleonové číslo produktu = 60
 | značka produktu = [[Kobalt|Co]]
}}|}

== Sloučeniny ==
: ''Další sloučeniny železa naleznete v kategorii '''[[:Kategorie:Sloučeniny železa|Sloučeniny železa]]'''.''

Ve sloučeninách se železo vyskytuje především v mocenství Fe<sup>2+</sup> a Fe<sup>3+</sup>. [[Redox potenciál]] vzájemného přechodu výše zmíněných [[ion]]tů leží v oblasti, která umožňuje současnou existenci obou forem vedle sebe. Železo se dále vyskytuje v oxidačním stavu Fe<sup>4+</sup> a Fe<sup>6+</sup>. Sloučeniny těchto oxidačních stupňů železa nejsou příliš stabilní.<ref>Nicholls D.: Iron, in: Comprehensive Inorganic Chemistry, Vol. 3. Pergamon Press, Oxford 1973. Kap. 40, str. 979</ref>

=== Anorganické sloučeniny ===
S běžnými minerálními [[Kyseliny|kyselinami]] tvoří železo soli v obou mocenstvích. V bezvodém stavu je většina solí bezbarvých a v hydratované podobě mají téměř všechny barvu – Fe<sup>2+</sup> [[soli]] jsou nejčastěji bezbarvé až světle zelené a Fe<sup>3+</sup> soli jsou nejčastěji tmavě žluté až hnědé.

==== Sloučeniny železnaté Fe<sup>2+</sup> ====
[[Soubor:Síran železnatý.JPG|náhled|vpravo|200px|Síran železnatý]]
[[Soubor:Sulfid železnatý.JPG|náhled|vpravo|200px|Sulfid železnatý]]
[[Soubor:Síran železnato-amonný.JPG|náhled|vpravo|200px|Mohrova sůl]]
Nejvýznamnější železnatou sloučeninou je [[síran železnatý]], triviálně [[síran železnatý|zelená skalice]]. Železnaté [[soli]] jsou dobře rozpustné ve vodě, většinou jsou bezbarvé až světle zelené a&nbsp;snadno se oxidují na železité sloučeniny. Zelená barva vznikající v oblasti [[Světlo|viditelného spektra]] železnatých sloučenin je dána díky komplexu [Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>]<sup>2+</sup>.

[[Oxid železnatý]] FeO je černá práškovitá hmota. Nerozpouští se ve vodě, ale v pyroforickém stavu (jemně rozptýleném) dokáže vodu rozkládat a to zvláště za tepla. Připravuje se tepelným rozkladem [[šťavelan železnatý|šťavelanu železnatého]]. Při tomto rozkladu se vylučuje ve své pyroforické podobě. Je stálý jen nad teplotou 575&nbsp;°C, pod touto teplotou se rozkládá na železo a [[oxid železnato-železitý]].

[[Hydroxid železnatý]] Fe(OH)<sub>2</sub> je bílá vločkovitá sraženina, nerozpustná ve vodě. Velmi rychle pohlcuje [[kyslík]] a přechází přes zelenou barvu až do hněda. Tento barevný pochod je způsoben oxidací [[hydroxid železnatý|hydroxidu železnatého]] na [[hydrát]] [[oxid železnatý|oxidu železitého]]. [[Hydroxid železnatý]] se připravuje srážením železnatých iontů ionty [[hydroxidy|hydroxidovými]].

[[Sulfid železnatý]] FeS je v čistém stavu červenavě hnědá práškovitá látka, pokud se připravuje zahříváním železa se [[síra|sírou]], nebo černá práškovitá látka, pokud se připravuje srážením roztoků železnatých solí roztokem alkalického [[sulfidy|sulfidu]]. [[Sulfid železnatý]] je nerozpustný ve vodě a v přírodě se vyskytuje jako nerost [[pyrhotin]].

[[Disulfid železnatý]] FeS<sub>2</sub> je mosazně žlutá krystalická látka s kovovým leskem, která se nerozpouští ve vodě. V přírodě se vyskytuje jako nerost [[pyrit]] a [[markazit]]. Laboratorně jej lze připravit zahříváním práškového železa v nadbytku [[síra|síry]].

[[Fluorid železnatý]] FeF<sub>2</sub> je bílá, ve vodě dobře rozpustná krystalická látka. V roztoku je schopen tvořit komplexní sloučeniny (viz níže) [[fluoroželeznatany]]. [[Fluorid železnatý]] připravuje se rozpouštěním železa v [[kyselina fluorovodíková|kyselině fluorovodíkové]].

[[Chlorid železnatý]] FeCl<sub>2</sub> je v bezvodém stavu světle žlutá krystalická látka, v hydratované formě má modrozelenou barvu. Je dobře rozpustný ve vodě, ale velmi lehce se oxiduje na [[chlorid železitý]] a to i vzdušným [[kyslík]]em. V roztoku dokáže vytvářet komplexní sloučeniny (viz níže) [[chloroželeznatany]]. [[Chlorid železnatý]] se připravuje převáděním par [[chlorovodík]]u přes rozžhavené železné piliny.

[[Bromid železnatý]] FeBr<sub>2</sub> je v bezvodém stavu žlutozelená látka, v hydratované podobě to je zelená krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě. Připravuje se převáděním par [[brom]]u přes rozžhavené železnaté piliny.

[[Jodid železnatý]] FeI<sub>2</sub> je v bezvodém stavu šedá krystalická látka, v čistém hydratovaném stavu zelená krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě. Připravuje se syntézou z prvků, tedy [[jod]]u a železa.

[[Rhodanid železnatý]] neboli thiokyanatan železnatý Fe(SCN)<sub>2</sub> je zelená krystalické látka, dobře rozpustná ve vodě. V roztoku je schopen tvořit komplexní sloučeniny (viz níže) [[rhodanoželeznatany]]. Na vzduchu se snadno oxiduje na [[rhodanid železitý]]. [[Rhodanid železnatý]] se připravuje rozpouštěním železa v [[kyselina rhodanovodíková|kyselině rhodanovodíkové]].

[[Dusičnan železnatý]] Fe(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub> je v hydratované formě zelená krystalická látka, velmi dobře rozpustná ve vodě. Na [[vzduch]]u je stálý, ale za vyšší teploty se snadno oxiduje na [[dusičnan železitý]]. [[Dusičnan železnatý]] se připravuje rozpouštěním železa ve studené zředěné [[kyselina dusičná|kyselině dusičné]].

[[Síran železnatý]] FeSO<sub>4</sub> je v bezvodém stavu bezbarvá práškovitá látka, v hydratované podobě je nejznámější jako FeSO<sub>4</sub>· 7 H<sub>2</sub>O, což je triviálně [[síran železnatý|zelená skalice]], zelená krystalická látka. Ve vodě je dobře rozpustná, na vzduchu se pomalu oxiduje a za vyšší teploty probíhá oxidace na [[síran železitý]] rychleji. [[Síran železnatý]] se připravuje rozpouštěním železa ve zředěné [[kyselina sírová|kyselině sírové]] a používá se k výrobě inkoustu, berlínské modři, v barvířství (barvení vlny na černo), ke konzervování dřeva, k ničení plevele a jako součást některých léků k zajištění dostatečného příjmu železa do organismu.

[[Mohrova sůl]] (NH<sub>4</sub>)<sub>2</sub>Fe(SO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>·6H<sub>2</sub>O je triviální název pro hexahydrát síranu amonnoželeznatého. Je to podvojná sloučenina [[síran železnatý|síranu železnatého]] a [[síran amonný|síranu amonného]], která je velmi dobře rozpustná ve vodě a využívá se v analytické chemii. Připravuje se krystalizací směsného roztoku [[síran železnatý|síranu železnatého]] a [[síran amonný|síranu amonného]].

[[Uhličitan železnatý]] FeCO<sub>3</sub> je bílá práškovitá látka, nerozpustná ve vodě, která se velmi rychle oxiduje na [[uhličitan železitý]] a [[oxid železitý]], což se projeví změnou barvy z bílé na hnědou. [[Uhličitan železnatý]] se připravuje srážením roztoků železnatých solí roztokem alkalického [[uhličitany|uhličitanu]].

Kyanid železnatý nebyl doposud připraven, ale existují jeho komplexní sloučeniny (viz níže) [[kyanoželeznatany]].

==== Sloučeniny železité Fe<sup>3+</sup> ====
[[Soubor:Iron(III)-nitrate-nonahydrate-sample.jpg|náhled|200px|vpravo|Dusičnan železitý]]
[[Soubor:Iron(III)-oxide-sample.jpg|náhled|200px|vpravo|Oxid železitý]]
[[Soubor:Iron(III)-phosphate-pentahydrate-sample.jpg|náhled|200px|vpravo|Fosforečnan železitý]]
[[Soubor:Chlorid železitý.JPG|náhled|200px|vpravo|Chlorid železitý]]
[[Soubor:Síran železitý.JPG|náhled|200px|vpravo|Síran železitý]]
Železité lze získat oxidací železnatých solí. Ve vodě jsou rozpustné podobně jako soli železnaté. Pokud jejich roztoky neobsahují přebytečnou kyselinu, je roztok hnědožlutý až tmavohnědý. Toto zbarvení je příčinou hydrolýzy železitých solí na [[hydroxid železitý]], popřípadě vznikem zásaditých solí. Pokud budeme chtít hydrolýze zabránit přidáním nadbytečné [[kyseliny]], tak často získáme acidokomplexní sloučeniny. Takovéto roztoky mají potom narůžovělou nebo žlutou barvu, nejčastěji jsou však bezbarvé. Pro velmi čisté železité sloučeniny je nutno upravit pH roztoku téměř na 0, při vyšším pH (okolo 2–3) se v roztoku vytváří koloidní gely, což vede ke vzniku červenohnědé sraženiny. Působením redukčních činidel se velmi lehce ze solí železitých připraví soli železnaté.

[[Oxid železitý]] Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> je červenohnědý prášek, nerozpustný ve vodě. V přírodě se vyskytuje jako [[Minerál|nerost]] [[hematit]] a v hydratované podobě jako nerost [[limonit]]. V laboratoři se připravuje žíháním [[hydroxid železitý|hydroxidu železitého]].<ref>Rao C. N. R., Rao G. V. S.: Transition Metal Oxides. National Standard Reference Data System NSRDS-NBS49. Washington 1964. str. 130</ref>

[[Hydroxid železitý]] Fe(OH)<sub>3</sub> je červenohnědý prášek, nerozpustný ve vodě. V přírodě se vyskytuje jako [[Minerál|nerost]] [[goethit]] a [[lepidokrokit]]. Čerstvě sražený [[hydroxid železitý]] je amfoterní a rozpouští se v [[kyseliny|kyselinách]] na železité soli i [[hydroxidy|hydroxidech]] na [[železitan]]y. [[Hydroxid železitý]] se připravuje srážením roztoků železitých solí roztokem alkalického hydroxidu.

[[Sulfid železitý]] Fe<sub>2</sub>S<sub>3</sub> je černá práškovitá látka, nerozpustná ve vodě. V přírodě se vyskytuje jako součást nerostu [[bornit]]u. [[Sulfid železitý]] připravuje se srážením roztoků železitých solí roztokem alkalického [[sulfidy|sulfidu]].

[[Ferity]] jsou pevné, nerozpustné, práškovité látky, nereagující s kyselinami ani hydroxidy. Mají obecný vzorec M<sub>2</sub><sup>I</sup>Fe<sub>2</sub>O<sub>4</sub> a z hlediska systematického názvosloví je lze považovat za diželezitany. Za písmeno M v obecném vzorci lze dosadtit libovolný kov, pokud by se dosadil trojmocný, tak vznikne látka s antiferromagnetismem, který se nazývá [[ferrimagnetismus|ferimagnetismus]]. Ferity se používají na výrobu magnetických jader pro vysokofrekvenční [[transformátor]]y. [[Ferity]], které se označují jako hexagonální např. BaFe<sub>12</sub>O<sub>19</sub>, jsou také ferimagnetické a vyrábí se z nich permanentní [[magnet]]y. Třetí z ferimagnetických sloučenin jsou granáty s obecným vzorcem M<sub>3</sub><sup>III</sup>Fe<sub>3</sub>O<sub>12</sub>. Nejznámější z nich je granát yttrium-železo používaný jako [[mikrovlnná trouba|mikrovlnný]] filtr a v [[radar]]ech.

[[Fluorid železitý]] FeF<sub>3</sub> je v bezvodém stavu nazelenalá krystalická látka a v hydratované podobě je to bledě růžová až světle žlutá krystalická látka, špatně rozpustná ve vodě. V roztoku tvoří komplexní sloučeniny (viz níže) [[fluoroželezitany]]. Připravuje se rozpouštěním [[hydroxid železitý|hydroxidu železitého]] v [[kyselina fluorovodíková|kyselině fluorovodíkové]].

[[Chlorid železitý]] FeCl<sub>3</sub> v bezvodém stavu černohnědá krystalická látka, v hydratované podobě je to žlutohnědá hygroskopická látka, která se působením vzdušné vlhkosti samovolně roztéká. V plynné fázi vytváří dimer Fe<sub>2</sub>Cl<sub>6</sub>. V roztoku tvoří komplexní sloučeniny sloučeniny (viz níže) [[chloroželezitany]]. Připravuje se působením [[chlor]]u na rozžhavené železné piliny. [[Chlorid železitý]] se používá v elektrotechnice při výrobě [[plošný spoj|plošných spojů]] jako leptadlo, rozpouštějící nechráněnou vrstvu kovové [[měď|mědi]]. Za jistých podmínek jsou kyselé roztoky chloridu železitého schopny rozpouštět i kovové [[zlato]]. Používá se také jako vločkovací přísada při čištění odpadních vod.

[[Bromid železitý]] FeBr<sub>3</sub> je v bezvodém stavu hnědočervená krystalická látka a v hydratované podobě je tmavě zelená krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě a svými vlastnostmi velmi podobná [[chlorid železitý|chloridu železitému]]. Připravuje se reakcí [[brom]]u s rozžhavenými železnými pilinami.

[[Jodid železitý]] FeI<sub>3</sub> je látka, kterou nelze získat v čistém stavu, jelikož v roztoku dokáže existovat pouze v rovnováze s velkým množstvím [[jodid železnatý|jodidu železnatého]]. Při reakci železité soli s [[jodidy|jodidovými]] aniony totiž dochází k oxidaci jodidu na [[jod]] a redukci železitého kationu na železnatý.

[[Chloristan železitý]] Fe(ClO<sub>4</sub>)<sub>3</sub> je v hydratované podobě slabě narůžovělá, silně hygroskopická krystalická látka, velmi dobře rozpustná ve vodě. [[Chloristan železitý]] v roztoku hydrolyzuje přičemž často [[polymer]]uje. [[Chloristan železitý]] se připravuje odkouřením [[chlorid železitý|chloridu železitého]] s [[kyselina chloristá|kyselinou chloristou]].

[[Dusičnan železitý]] Fe(NO<sub>3</sub>)<sub>3</sub> je v hydratované podobě bezbarvá krystalická látka, velmi dobře rozpustná ve vodě. Ve vodě však hydrolyzuje za vzniku hnědého roztoku, čemuž lze zamezit přidáním nadbytečné [[kyselina dusičná|kyseliny dusičné]]. Dusičnan železitý se připravuje rozpouštěním železa v 20–30 % [[kyselina dusičná|kyselině dusičné]].

[[Síran železitý]] Fe<sub>2</sub>(SO<sub>4</sub>)<sub>3</sub> je v bezvodém stavu bílý prášek a v podobě hydratované soli je to bílá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě. V přírodě se vyskytuje jako nerost [[coquimbit]] a [[quenstedtit]]. V roztoku vytváří snadno podvojné soli [[kamenec|kamence]], které jsou v čistém stavu bezbarvé a používají se jako mořidlo a v barvířství. Nejvýznamnější jsou [[kamenec železito-amonný]] a [[kamenec železito-draselný]]. [[Síran železitý]] se připravuje oxidací [[síran železnatý|síranu železnatého]] nebo rozpouštění [[oxid železitý|oxidu železitého]] v koncentrované [[kyselina sírová|kyselině sírové]].

[[Fosforečnan železitý]] FePO<sub>4</sub> je nažloutlá práškovitá látka, nerozpustná ve vodě. V roztocích snadno přechází v komplexní sloučeniny (viz níže) [[fosfatoželezitany]], které jsou rozpustné a mají bílou barvu. [[Fosforečnan železitý]] se připravuje srážením roztoků železité soli roztokem alkalického [[fosforečnany|fosforečnanu]].

[[Thiokyanatan železitý]] Fe(SCN)<sub>3</sub> je krvavě červená krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě. Ve vodě snadno vytváří komplexní sloučeniny (viz níže) [[rhodanoželezitany]]. Thiokyanatan železitý se připravuje reakcí železité soli s [[thiokyanatan]]ovými aniony a následným vytřepáním v [[ethery|etheru]].

==== Sloučeniny železičité Fe<sup>4+</sup> ====
Sloučeniny železičité nejsou pro železo vůbec typické. Železičité sloučeniny zastupují [[železičitany]] M{{su|b=4|p=I}}FeO<sub>4</sub>, které tvoří černý krystalický prášek. Získávají se redukcí železanů v prostředí koncentrovaného hydroxidu nebo například zahříváním směsi hydroxidu s [[hexahydroxoželezitan]]em v proudu [[kyslík]]u při teplotě 500–800&nbsp;°C.

Ve vodném roztoku disproporcionují za vzniku železanů:<ref>{{Citace monografie
 | příjmení1 = Housecroft
 | jméno1 = Catherine E.
 | příjmení2 = Sharpe
 | jméno2 = Alan G.
 | titul = Anorganická chemie
 | vydavatel = VŠCHT
 | místo = Praha
 | rok = 2014
 | počet_stran = 1152
 | strany = 730
 | isbn = 978-80-7080-872-6
}}</ref>
:3 Na<sub>4</sub>FeO<sub>4</sub> + 5 H<sub>2</sub>O → Na<sub>2</sub>FeO<sub>4</sub> + Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + 10 NaOH


==== Sloučeniny železové Fe<sup>6+</sup> ====
Sloučeniny železové jsou zastoupeny [[železany]] FeO{{su|b=4|p=2-}}. Mají červenou barvu, na [[vzduch]]u jsou relativně stálé, ale ve vodném roztoku v neutrálním a zejména kyselém prostředí se snadno rozpadají. Připravují se zahříváním železných pilin s [[Dusičnany|dusičnanem]] nebo oxidací čerstvě sraženého [[hydroxid železitý|hydroxidu železitého]] [[chlor]]em nebo [[brom]]em v prostředí hydroxidu. Po vychladnutí se vzniklá hmota rozpouští na jasně červenofialový roztok a s [[chlorid barnatý|chloridem barnatým]] dává sraženinu [[železan barnatý|železanu barnatého]].

[[Železany]] jsou velmi silná oxidační činidla (ještě silnější než [[manganistan]]y). Oxidují například [[amoniak]] již za studena přímo na [[dusík]] a samy se redukují na železitou sůl. V kyselém prostředí přechází [[železany]] za vývoje kyslíku na železitou sůl. V prostředí koncentrovaného [[hydroxidy|hydroxidu]] přecházejí [[železany]] na [[železičitany]] za současného odštěpování kyslíku.

==== Sloučeniny se železem ve více oxidačních stupních ====
[[Oxid železnato-železitý]] někdy označovaný jako diželezitan železnatý (Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub> resp. Fe<sup>II</sup>O<sup>−II</sup>·Fe<sub>2</sub><sup>III</sup>O<sub>3</sub><sup>−II</sup>) je černý, ve vodě, hydroxidech a kyselinách nerozpustný, ferromagnetický prášek, který se v přírodě vyskytuje jako minerál [[magnetit]]. Má z oxidů železa z praktického hlediska největší význam – je důležitou surovinou pro výrobu železa a slouží jako surovina pro výrobu [[pigment]]ů červené až hnědé barvy. V laboratoři jej lze připravit působením [[vodní pára|vodní páry]] na rozžhavený prášek železa.<ref>Crangle J.: The Magnetic Properites of Solids. Arnold, Londýn 1977, str. 194</ref><ref>Wells A. F.: Structural Inorganic Chemistry. 4. vydání Oxford University Press, Oxford 1975. Kap. 13, str 476</ref>

Podobné vlastnosti má oxid Fe<sub>4</sub>O<sub>5</sub>, uměle vytvořený teprve v r. 2011. Jeho existence je možná pouze při vysokých tlacích. Stavební prvky Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub> a FeO jsou svázány do komplexnější struktury izomorfní s CaFe<sub>3</sub>O<sub>5</sub> umožňující zachovat pevný stechiometrický poměr železa a kyslíku.<ref>{{Citace elektronického periodika
 | příjmení = Lavina
 | jméno = Barbara
 | příjmení2 = Dera
 | jméno2 = Przemyslaw
 | příjmení3 = Kim
 | jméno3 = Eunja
 | příjmení4 = Meng
 | jméno4 = Yue
 | příjmení5 = Downs
 | jméno5 = Robert T.
 | příjmení6 = Weck
 | jméno6 = Philippe F.
 | příjmení7 = Sutton
 | jméno7 = Stephen R.
 | spoluautoři = Zhao, Yusheng.
 | titul = Discovery of the recoverable high-pressure iron oxide Fe<sub>4</sub>O<sub>5</sub>
 | periodikum = Proceedings of the National Academy of Sciences USA (PNAS)
 | rok vydání = 2011
 | měsíc vydání = říjen
 | den vydání = 18
 | ročník = 108
 | typ ročníku = svazek
 | číslo = 42
 | strany = 17281–17285
 | url = http://www.pnas.org/content/108/42/17281.full
 | issn = 1091-6490
 | doi = 10.1073/pnas.1107573108
 | jazyk = anglicky
}}</ref><ref>{{Citace elektronického periodika
 | příjmení = Ovsyannikov
 | jméno = Sergey V.
 | příjmení2 = Bykov
 | jméno2 = Maxim
 | příjmení3 = Bykova
 | jméno3 = Elena
 | příjmení4 = Kozlenko
 | jméno4 = Denis P.
 | příjmení5 = Tsirlin
 | jméno5 = Alexander A.
 | příjmení6 = Karkin
 | jméno6 = Alexander E.
 | příjmení7 = Shchennikov
 | jméno7 = Vladimir V.
 | spoluautoři = KICHANOV, Sergey E.; GOU, Huiyang; ABAKUMOV, Artem M.; EGOAVIL, Ricardo; VERBEECK, Johan; McCAMMON, Catherine; DYADKIN, Vadim; CHERNYSHOV, Dmitry; van SMAALEN, Sander; DUBROVINSKY, Leonid S.
 | titul = Charge-ordering transition in iron oxide Fe<sub>4</sub>O<sub>5</sub> involving competing dimer and trimer formation
 | periodikum = Nature Chemistry
 | rok vydání = 2016
 | měsíc vydání = duben
 | den vydání = 4
 | ročník = 8
 | typ ročníku = svazek
 | strany = 501–508
 | url = http://www.nature.com/nchem/journal/v8/n5/full/nchem.2478.html
 | dostupnost2 = 
 | url2 = 
 | issn = 1755-4349
 | doi = 10.1038/nchem.2478
 | jazyk = anglicky
}}</ref><ref>{{Citace elektronického periodika
 | autor = Moskevská státní univerzita M. V. Lomonosova
 | odkaz na autora = Lomonosovova univerzita
 | titul = Mysterious 'four-dimensional' iron oxide explained
 | periodikum = Phys.Org
 | rok vydání = 2016
 | měsíc vydání = duben
 | den vydání = 14
 | url = http://phys.org/news/2016-04-mysterious-four-dimensional-iron-oxide.html
 | jazyk = anglicky
}}</ref> Podobně komplexní strukturu má i oxid Fe<sub>5</sub>O<sub>6</sub>, taktéž existující pouze za vysokého tlaku.<ref>{{Citace elektronického periodika
 | příjmení = Lavina
 | jméno = Barbara
 | příjmení2 = Meng
 | jméno2 = Yue
 | titul = Unraveling the complexity of iron oxides at high pressure and temperature: Synthesis of Fe<sub>5</sub>O<sub>6</sub>
 | periodikum = Science Advances
 | rok vydání = 2015
 | měsíc vydání = červen
 | den vydání = 26
 | ročník = 1
 | typ ročníku = svazek
 | číslo = 5: e1400260
 | url = http://advances.sciencemag.org/content/1/5/e1400260
 | dostupnost2 = 
 | url2 = 
 | issn = 2375-2548
 | doi = 10.1126/sciadv.1400260
 | jazyk = anglicky
}}</ref>

=== Komplexní sloučeniny ===
{{Názvosloví koordinačních sloučenin/Starý název}}

==== Oxidační stav III (d<sup>5</sup>) ====
Železité komplexy mohou být (na rozdíl od [[ruthenium|ruthenitých]] a [[osmium|osmitých]]) vysokospinové (častěji) i nízkospinové (s [[bipyridiny|bipyridyl]]en (bipy), [[fenantrolin]]em (phen) a [[kyanidy|kyanidovými]] aniony). Většina [[komplexní sloučenina|komplexů]] má [[osmistěn|oktaedrické]] uspořádání, ale mohou se objevovat i jiná.

Komplexy Fe<sup>III</sup> nejsou příliš [[stabilita koordinačních sloučenin|stabilní]] a mají tendenci se redukovat. Trojmocné železo tvoří řadu jednoduchých kationtů a ty tvoří soli s anionty, které nemají např. jako jodidy redukční schopnosti. Soli se dají získat z&nbsp;[[roztok]]ů v podobě krystalických světle růžových nebo světle fialových [[hydráty solí|hydrátů]] s hexaaquaželezitým kationtem [Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>]<sup>3+</sup>. Je rovněž přítomen v kamencích [M<sup>I</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>][Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>](SO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>, které se používají v barvířství jako mořidla. Nejlevnější solí je [[síran železitý]] Fe<sub>2</sub>(SO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>·''n''&nbsp;H<sub>2</sub>O, který se vyskytuje jako 3, 6, 7, 9, 10 a 12-[[hydráty solí|hydrát]]. Nejčastější je nonahydrát, který se používá jako koagulační činidlo při úpravě pitné vody a čištění městských a průmyslových odpadních vod.

Pokud se při krystalizaci z&nbsp;roztoků neudrží nízké [[pH]], dochází k&nbsp;[[hydrolýza|hydrolýze]] za vzniku žlutých produktů, které znečišťují vylučující se sůl. K&nbsp;hydrolýze dochází také při rozpouštění železitých solí a žlutá barva roztoku se následně mění na hnědou. Tyto roztoky jsou poměrně kyselé. Při vyšším pH se vylučuje červenohnědá [[sraženina]] hydratovaného [[oxid železitý|oxidu železitého]] Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>·''n''&nbsp;H<sub>2</sub>O.

Fe<sup>III</sup> dává přednost [[kyslík]]atým [[ligand]]ům před [[dusík]]atými. [[Amoniak|Amonné]] komplexy nejsou stabilní a ve vodném roztoku disociují. Mnohem stálejší jsou [[chelátový komplex|chelátotvorné komplexy]] (ligand s více donorovými elektrony) jako jsou například bipyridyl (bipy) a fenanthrolin (phen) (nízkospinové). Tyto sloučeniny však nejsou tak stabilní jako jsou analogické sloučeniny železnaté, například tmavě červený [Fe(phen)<sub>3</sub>]<sup>2+</sup> je ve vodném roztoku velice stálý, zatímco tmavě modrý [Fe(phen)<sub>3</sub>]<sup>3+</sup> se hydrolyzuje za vzniku polymerních hydroxo-částic a roztok mění barvu na ''khaki''.

S&nbsp;[[fenoly]] nebo enoly dává Fe<sup>III</sup> intenzivní zbarvení, což slouží jako důkaz těchto sloučenin. Přidáním [[kyselina fosforečná|kyseliny fosforečné]] do žlutého roztoku [[chlorid železitý|FeCl<sub>3</sub>]] vznikají bezbarvé komplexy [Fe(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>]<sup>6−</sup> a [Fe(HPO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>]<sup>3−</sup>. Dalšími komplexy s kyslíkatými donory jsou zelené oxalatoželezitany [Fe(C<sub>2</sub>O<sub>4</sub>)<sub>3</sub>]<sup>3−</sup> a tmavě červený [Fe(acac)<sub>3</sub>]. Oxalatoželezitany jsou sice stálé vůči disociaci, ale jsou fotosensitivní a rozkládají se na Fe(C<sub>2</sub>O<sub>4</sub>)<sub>2</sub> a CO<sub>2</sub>.

Známé jsou i komplexy s ligandy obsahující kyslíkové i dusíkové donorové atomy, například [[EDTA]] a [[Schiffovy báze]]. V&nbsp;[Fe(H<sub>2</sub>O)(edta)]<sup>−</sup> je [[koordinační číslo]] 7 (pentagonální bipyramida) a v&nbsp;[FeCl(salen)] koordinační číslo 5 (čtvercová pyramida).

Stálost [[halogenidy|halogenidových]] komplexů klesá od [[fluor]]u k [[brom]]u (komplexy [[jod]]u neexistují). Nejstálejší jsou fluoroželezitany, nejčastěji [Fe(H<sub>2</sub>O)F<sub>5</sub>]<sup>2−</sup>, ale existují i komplexní sloučeniny typu [FeF<sub>6</sub>]<sup>3−</sup>, a [FeF<sub>4</sub>]<sup>−</sup>. Chloroželezitany se častěji vyskytují v [[Čtyřstěn|tetraedrickém]] uspořádání [FeCl<sub>4</sub>]<sup>−</sup> a méně častý je [FeCl<sub>5</sub>]<sup>2−</sup>. Bromoželezitany [FeBr<sub>4</sub>]<sup>−</sup> jsou tepelně nestálé vlivem [[Redoxní reakce|redoxních procesů]] (Fe<sup>II</sup> a Br<sub>2</sub>).

Charakteristické krvavě červené zbarvení dávají železité soli po přidání SCN<sup>−</sup>. Způsobují ho vznikající thiokyanatoželezitany (rhodanoželezitany) [Fe(SCN)<sub>6</sub>]<sup>3−</sup>, [Fe(SCN)<sub>4</sub>]<sup>−</sup>, Fe(SCN)<sub>3</sub> a převládající [Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>5</sub>(SCN)]<sup>2+</sup>.

Nejznámější nízkospinové komplexy jsou kyanoželezitany [Fe(CN)<sub>6</sub>]<sup>3−</sup>. Patří sem např. červená krevní sůl ([[hexakyanoželezitan draselný]], ferrikyanid draselný) K<sub>3</sub>[Fe(CN)<sub>6</sub>], který se získává [[Redoxní reakce|oxidací]] [Fe(CN)<sub>6</sub>]<sup>4−</sup> např. [[chlor]]em. Kyanidové ligandy jsou však vázány natolik slabě, že jsou hexakyanoželezitany toxické. Má také nízké [[Redoxní reakce|oxidační účinky. Se solemi Fe<sup>2+</sup> poskytují modrou sraženinu]], nazývanou [[Turnbullova modř]]. Tato reakce je jedním z&nbsp;[[analytická chemie|analytických]] důkazů přítomnosti dvojmocného železa ve vzorku.

Železité komplexy s&nbsp;pěti kyanidovými ligandy a jedním jiným se nazývají [[prussidy]]. Z&nbsp;[Fe(CN)<sub>6</sub>]<sup>3−</sup> můžeme působením zředěných kyselin připravit [Fe(H<sub>2</sub>O)(CN)<sub>5</sub>]<sup>2−</sup>. Nejznámější{{zdroj?}} je ale [[nitroprussid sodný]] Na<sub>2</sub>[Fe(CN)<sub>5</sub>(NO)]. Nitroprussidy slouží k důkazu S<sup>2−</sup> za vzniku ''červeného'' [Fe(CN)<sub>5</sub>(NOS)]<sup>4−</sup>.

==== Oxidační stav II (d<sup>6</sup>) ====
Železnaté komplexy jsou na rozdíl od železitých velmi [[stabilita komplexních sloučenin|stabilní]] a tvoří komplexní soli téměř se všemi anionty (až na [[dusitany|dusitanový]] (redukce na NO), [[bromičnan]]ový a [[jodičnan]]ový anion). Tyto roztoky obsahují hexaaquaželeznaté kationty [Fe(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>]<sup>2+</sup>, který se také vyskytuje např. v Fe(ClO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>·6H<sub>2</sub>O, FeSO<sub>4</sub>·7H<sub>2</sub>O (zelená skalice) a (NH<sub>4</sub>)<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>·FeSO<sub>4</sub>·7H<sub>2</sub>O (Mohrova sůl používaná v odměrné analýze). Železnaté soli nepodléhají hydrolýze, po přidání CO<sub>3</sub><sup>2−</sup> se tak sráží FeCO<sub>3</sub>, který se na vzduchu následně oxiduje. Pokud je CO<sub>2</sub> v nadbytku, vzniká rozpustný Fe(HCO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>. Jeho výskyt v minerálních vodách způsobuje vylučování FeCO<sub>3</sub>, který se oxiduje na hydratované oxidy železité Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>·''n''H<sub>2</sub>O (''hnědé'' sraženiny).

Problém železnatých solí je jejich snadná oxidace (nejčastěji vzdušným [[kyslík]]em) na železité sloučeniny, které nejsou zase stabilní v roztoku. Stálost vůči oxidaci na železité sloučeniny vykazují některé [[podvojné sloučeniny]] – zejména [[sírany]], např. zmíněná [[Mohrova sůl]].

Železnatý kation vykazuje, na rozdíl od železitého, výraznější sklon ke tvorbě komplexů s [[dusík]]atými [[ligand]]y a výrazně menší sklon k tvorbě ligandů s [[kyslík]]atými ligandy. Např. existuje [Fe(NH<sub>3</sub>)<sub>6</sub>]<sup>2+</sup> a méně stále komplexy s acac a [[kyselina šťavelová|šťavelanovým]] aniontem.

Převážná většina železnatých komplexů je [[osmistěn|oktaedrická]]. K [[Čtyřstěn|tetraedrickým]] komplexům patří komplexy s [[chlor]]em, [[brom]]em, [[jod]]em a [[Thiokyanatan|rhodanidem]] [FeX<sub>4</sub>]<sup>2−</sup>. Železnaté komplexy jsou častěji vysokospinové, nízkospinové komplexy tvoří železo pouze s [[bipyridyl]]en (bipy), [[fenanthrolin]]em (phen) a [[kyselina kyanovodíková|kyanidovými]] anionty.

[Fe(bipy)<sub>3</sub>]<sup>2+</sup> a [Fe(phen)<sub>3</sub>]<sup>2+</sup> jsou intenzivně červeně zbarvené. Druhý jmenovaný komplex slouží v [[analytická chemie|analytické chemii]] jako redoxní indikátor [[ferroin]], protože se při styku s oxidačním činidlem oxiduje na ''modrý'' [Fe(phen)<sub>3</sub>]<sup>3+</sup>. Vysokospinové mono- a bisfenathrolinové komplexy lze připravit obtížně.

[[Soubor:Potassium-ferrocyanide-trihydrate-sample.jpg|náhled|200px|vpravo|Hexakyanoželeznatan draselný]]

Mezi nejznámější kyanoželeznatany [Fe(CN)<sub>6</sub>]<sup>4−</sup> patří světle žlutý [[hexakyanoželeznatan draselný]] K<sub>4</sub>[Fe(CN)<sub>6</sub>] (žlutá krevní sůl, ferrokyanid draselný). Dříve se připravoval tavením dusíkatých živočišných zbytků (kůže, rohy, atd.) se železem a K<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>. Je netoxický a dobře rozpustný ve vodě. Se solemi Fe<sup>3+</sup> poskytují intenzivně modrou sraženinu, nazývanou berlínská modř. Tato reakce je jedním z [[analytická chemie|analytických]] důkazů přítomnosti trojmocného železa ve vzorku.

Oxalatoželeznatany jsou komplexní sloučeniny s obecným vzorcem M<sub>2</sub><sup>I</sup>[Fe(C<sub>2</sub>O<sub>4</sub>)<sub>2</sub>]

==== Nižší oxidační stavy ====
Komplexy v nižších oxidačních číslech se podařilo připravit s karbonyly železa a to zejména Fe<sup>2−</sup>. [[Pentakarbonyl železa]] Fe(CO)<sub>5</sub> je kapalná látka, vznikající tlakovým zahříváním práškového kovového železa v atmosféře [[oxid uhelnatý|oxidu uhelnatého]]. Je nestálá toxická sloučenina, která se využívá k přípravě velmi čistého železa – lze ji snadno [[destilace|destilačně]] oddělit od solí ostatních kovů.

=== Organické sloučeniny ===
[[Soubor:Iron(II)-oxalate-sample.jpg|náhled|vpravo|200px|Šťavelan železnatý]]
Železo je biogenním prvkem a je také součástí organokovových sloučenin železa.<ref>Griffith W. P.: Carbonyls, Cyanides, Isocyanides and Nitrosyls. in: Comprehensive Inorganic Chemistry. Vol. 4. Pergamon Press, Oxford 1973. Kap. 46, str. 105–195</ref> Nejdůležitější biogenní a zároveň organokovovou sloučeninou železa je bezpochyby [[hemoglobin]], který přenáší [[kyslík]] v krvi a udržuje tak celý organismus při životě před vnitřním zadušením. K významným sloučeninám železa však také patří soli organických kyselin a [[karbonyly železa]] (viz výše).

[[Šťavelan železnatý]] FeC<sub>2</sub>O<sub>4</sub> je žlutá krystalická látka, nerozpustná ve vodě. V roztoku lze připravit i komplexní sloučeniny (viz výše) [[oxalatoželeznatany]]. [[Šťavelan železnatý]] se připravuje sražením železnatých solí v [[kyselina šťavelová|kyselinou šťavelovou]]. Používá se jako [[pigment]].

[[Šťavelan železitý]] Fe<sub>2</sub>(C<sub>2</sub>O<sub>4</sub>)<sub>3</sub> je hnědá práškovitá látka, rozpustná ve vodě a nestálá na světle. Na světle se totiž [[šťavelan železitý]] redukuje na [[šťavelan železnatý]]. [[Šťavelan železitý]] v roztocích vytváří rozpustné komplexní sloučeniny (viz výše) [[oxalatoželezitany]]. Připravuje se rozpouštěním železa v [[kyselina šťavelová|kyselině šťavelové]].

== Biologický význam ==
Železo patří mezi tzv. mikrobiogenní prvky, které tvoří obvykle méně než 0,005% hmotnosti. V lidském těle se nachází asi 3–4 gramy železa. Z tohoto množství
* 65–70 % se nachází v molekulách [[hemoglobin]]u.
* 3–4 % v [[myoglobin]]u
* asi 1 % v [[enzym]]ech ([[cytochrom]]y, [[cytochrom c oxidáza|cytochromoxidasa]], [[peroxidáza|peroxidasa]] aj.)
* 0,1 % je tzv. transportní ([[krevní plazma|plazmatické]]) železo, nejvíce ve vazbě na [[transferin|transferrin]]
* 15–30 % připadá na zásobní železo, které je vázáno na bílkoviny ([[ferritin]], [[hemosiderin]])<ref name="rfr1">Ganong, Wiliam F.: Přehled lékařské fysiologie, Nakladatelství a vydavatelství H&H, Jinočany 1999.s.402.</ref>

=== Příjem a výdej ===
Anémie z nedostatku železa patří mezi nejčastější nutriční deficienci na světě. V rozvojových zemích se vyskytuje u 30–40 % populace, zatímco v obecné populaci je to něco okolo 1–3 %.<ref name="Maughan">{{Citace monografie
 | příjmení = Maughan & Burke
 | titul = Výživa ve sportu: Příručka pro sportovní medicínu
 | vydavatel = Galén
 | rok = 2006
}}</ref>
Ztráty železa jsou asi 0,5–1 mg za den, u žen větší ztráty 1,5–2 mg mají příčinu v [[Menstruace|menstruaci]]. Podíl vstřebaného železa je pouze 3–6%. Doporučená denní dávka je 20 mg.<ref name="rfr1" /> Minimální denní příjem železa nezbytný pro červenou [[Krvetvorba|krvetvorbu]] je 10–15 mg. Hlavním zdrojem železa v potravě je maso, především vnitřnosti jako játra, srdce a slezina. Zdrojem železa jsou ale i [[luštěniny]], ořechy, listová zelenina, houby nebo [[Mák setý|mák]].<ref>{{Citace elektronické monografie | titul = Periodická tabulka | url = http://www.prvky.com/ | datum přístupu = 2024-08-19 | kapitola = Železo v potravinách | url kapitoly = http://www.prvky.com/zelezo-potraviny.html}}</ref><ref name="vitalia-2024-06-26">{{Citace elektronického periodika | příjmení = Široká | jméno = Dana | titul = Zařaďte do jídelníčku nejlepší zdroje železa. Příjem by si měli hlídat hlavně dárci krve a ženy | periodikum = Vitalia.cz | vydavatel = Internet Info | odkaz na vydavatele = Internet Info | datum vydání = 2024-06-26 | datum přístupu = 2024-08-19 | url = https://www.vitalia.cz/clanky/zelezo-zdroje-vstrebavani/}}</ref><ref>{{Citace elektronické monografie | titul = How to eat a balanced diet | url = https://www.nhs.uk/live-well/eat-well/how-to-eat-a-balanced-diet/ | vydavatel = NHS | datum_aktualizace = 2022-05-31 | datum přístupu = 2024-08-19 | jazyk = en | kapitola = The vegan diet | url kapitoly = https://www.nhs.uk/live-well/eat-well/how-to-eat-a-balanced-diet/the-vegan-diet/}}</ref> [[Vitamín C]] zvyšuje biologickou využitelnost železa (i z rostlinných zdrojů).<ref name="vitalia-2024-06-26" />

Příjem železa v iontové formě (Fe<sup>2+</sup> a Fe<sup>3+</sup>) není pokládán za optimální, především ion Fe<sup>3+</sup> je značně rizikový. Celkový maximální obsah v [[pitná voda|pitné vodě]] je normativně omezen na maximálně 0,2 [[Parts per million|ppm]] (mg/l)<ref>Iron in Model and Natural Compounds. Metal Ions in Biological Systems (Sigel H. Ed.) Vol. 7. Marcel Dekker, New York 1978, str. 417</ref><ref>Perutz M. F.: Stereochemistry of Cooperative Effects in Hemoglobin. Nature 228, 726 (1970)</ref> [http://www.sagit.cz/pages/sbirkatxt.asp?zdroj=sb04252&cd=76&typ=r č. 252/2004 Sb.].

==== Faktory, které zvyšují riziko nízkého stavu železa ====
* špatně vyvážená [[Vegetariánství|vegetariánská strava]], chronické nízkoenergetické diety a další stravovací zvyklosti, kde je vzácný příjem červeného masa a zároveň nedostatečné nahrazení adekvátními potravinami
* atletky (menstruace), dospívající sportovci, těhotné sportovkyně, sportovci, kteří se přizpůsobují [[nadmořská výška|nadmořské výšce]], anebo se připravují v horkém podnebí
* zvýšené ztráty železa v důsledku krvácení do gastrointestinálního traktu (např. vředy), nadměrná [[hemolýza]] kvůli zvýšenému namáhání a jiné krevní ztráty (např. krvácení z nosu, [[kontaktní sporty]])
* špatné vstřebávání železa v důsledku klinických poruch, jako je [[celiakie]]

=== Železo v hemoglobinu ===
[[Soubor:Heme b.svg|náhled|vpravo|hemová skupina]]
Organokovová komplexní sloučenina hemoglobin hraje totiž klíčovou roli v transportu [[kyslík]]u z [[plíce|plic]] do tělesných tkání a je proto nezbytná pro [[dýchání]].

Chemicky je hemoglobin tvořen [[porfyriny|porfyrinovým]] skeletem složeným ze 4 [[pyrrol]]ových jader, jejichž [[dusík]]ové atomy směřují do středu kruhu a komplexně váží atom železa. Porfyrinová struktura je v přírodě velmi běžná, zelené rostlinné barvivo [[chlorofyl]] s porfyrinovým skeletem má za centrální atom [[hořčík]] a s jeho pomocí produkují rostliny kyslík ([[fotosyntéza]]) a současně přeměňují energii slunečního záření na energeticky využitelné organické sloučeniny [[sacharidy]].

Hlavním nositelem hemoglobinu v krvi jsou [[Červená krvinka|červené krvinky]], které fungují jako přenašeč kyslíku z plic do organizmu. Důležitý je fakt, že [[vazebná energie]] mezi atomem železa a molekulou kyslíku je relativně značně nízká a tak může hemoglobin v tkáních s nízkým obsahem kyslíku uvolňovat jeho molekulu a naopak v plicních sklípcích bohatých kyslíkem molekulu kyslíku vázat a transportovat dále.

Porucha přenosu kyslíku nastává v případě, že se do plic dostane molekula s podobnými vazebnými charakteristikami jako kyslík. Nejběžnějším případem je zde [[oxid uhelnatý]] CO, který se váže na hemoglobin stejně ochotně jako kyslík. Energie této vazby je však větší a dochází tak k zablokování přenosu kyslíku v důsledku nevratného obsazení molekul hemoglobinu oxidem uhelnatým. Protože komplexní sloučenina CO s hemoglobinem má intenzivně červenou barvu, projevuje se [[otrava]] oxidem uhelnatým zčervenáním sliznic postižené osoby.

Metabolické příčiny snížené tvorby červeného krevního barviva jsou obvykle vyvolány nedostatkem železa v přijímané potravě, ale nízké množství hemoglobinu může být způsobeno i vysokou ztrátou krve při úrazu, porodu apod. Navenek se tento stav projevuje chorobnou bledostí a zvýšenou únavou postiženého, medicínsky je tento stav označován jako [[chudokrevnost]] neboli [[Chudokrevnost|anémie]]. Zvýšené riziko anémie nastává především u žen při porodu, ale částečně i při běžné [[menstruace|menstruaci]].

=== Železo v rostlinách ===
Stejně jako ostatní minerály, i železo rostlina přijímá s [[voda|vodou]] z půdy. Fe<sup>3+</sup> ionty v půdě jsou obtížně rozpustné, proto rostlina vylučuje do svého okolí organické látky, které s železem reagují a tvoří [[chelát]]y. Tyto cheláty se vážou na [[cytoplazmatická membrána|membránu]], na které se železo redukuje z Fe<sup>3+</sup> na Fe<sup>2+</sup> Fe<sup>3+</sup> chelátreduktasou. Fe<sup>2+</sup> pak vstupuje do buňky. U lipnicovitých (trav, [[Lipnicovité|Poaceae]]) se vylučované látky nazývají [[fytosiderofor]]y a skrz membránu procházejí neredukované Fe<sup>3+</sup> ionty. Fytosiderofory jsou případem [[fytometalofor]]ů, neboť takto lze přijímat i jiné kovy. Železo se dále transportuje [[xylém]]em. Skladováno je ve [[fytoferitin]]u, což je [[Bílkovina|proteinový]] obal, obalující 5000–6000 iontů železa. Nedostatek železa způsobuje světlé skvrny na listech, přebytek jejich bronzový nádech.

== Odkazy ==

=== Reference ===
<references />

=== Literatura ===
* Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
* {{Citace monografie
 | příjmení = Greenwood
 | jméno = N. N
 | příjmení2 = Earnshaw
 | jméno2 = A
 | vydání = 1. čes
 | rok = 1993
 | titul = Chemie prvků II
 | vydavatel = Informatorium
 | místo = Praha
 | isbn = 80-85427-38-9
 | strany = 1320–1374
}}
* Jursík F.: Anorganická chemie kovů. 1. vyd. 2002. {{ISBN|80-7080-504-8}} ([http://vydavatelstvi.vscht.cz/knihy/uid_isbn-80-7080-504-8/pages-img/anotace.html elektronická verze])
* {{Citace monografie
 | příjmení = Schmahl
 | jméno = Eugen
 | vydání = 1
 | rok = 1943
 | titul = Železo hýbe světem
 | vydavatel = Orbis
 | místo = Praha
}}

=== Související články ===
* [[Alotropické modifikace železa]]
* [[slitiny železa]]

=== Externí odkazy ===
* {{Commonscat|Iron}}
* {{Otto|heslo=Železo}}
* {{Wikicitáty|téma=Železo}}
* {{Wikislovník|heslo=železo}}
* [http://www.ordinace.cz/clanek/zelezo/ Ordinace – železo] Biologický význam železa
* [https://web.archive.org/web/20071011022442/http://www.hz.cz/cz/ocelarstvi/historie_ocel.php Hutnictví železa] Historie ocelářství
* [https://web.archive.org/web/20071007065932/http://www.curiavitkov.cz/prace51.html Zpracování železa] Počátky hutnictví železa
* [https://web.archive.org/web/20071022041048/http://www.celkovezdravi.wz.cz/c5.htm Celkové zdraví] Metabolismus železa
* [http://www.die-roemer-online.de/eisenherstellung/eisenherstellung.html die-roemer-online.de] {{de}}
* [http://www.landschaftsmuseum.de/Seiten/Lexikon/Eisengewinnung.htm Eisengewinnung in vorgeschichtlicher Zeit] {{de}}
* [https://web.archive.org/web/20120323211752/http://www.ausport.gov.au/__data/assets/pdf_file/0007/446722/Iron11_-_Website_fact_sheet.pdf Iron supplement]

{{Periodická tabulka (navbox)}}
{{Autoritní data}}
{{Portály|Chemie}}
{{1000 nejdůležitějších článků}}

[[Kategorie:Železo| ]]
[[Kategorie:Chemické prvky]]
[[Kategorie:Klinicky významné minerály]]
[[Kategorie:Kovy]]
[[Kategorie:Prosthetické skupiny]]