Eisen

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Einleitung

Eisen, chemisches Symbol Fe (lateinisch ferrum: Eisen), silberweißes, metallisches Element mit der Ordnungszahl 26, das zu den Übergangsmetallen gehört. Eisen steht in der achten Nebengruppe des Periodensystems und wird mit Cobalt und Nickel zur Eisengruppe zusammengefasst. Es ist ein technisch sehr wichtiges Metall, das z. B. zur Herstellung von Stahl dient.

Metallisches Eisen wurde bereits in prähistorischer Zeit zur Herstellung von Gegenständen genutzt und diente für Verzierungen und Schmuck. Die ältesten bisher gefundenen und noch erhaltenen Stücke sind Perlen aus oxidiertem Eisen. Sie stammen aus Ägypten und werden auf die Zeit um 4000 v. Chr. datiert. Der archäologische Begriff Eisenzeit bezeichnet im Wesentlichen nur die Zeitspanne, in der Eisen für Gebrauchsgegenstände wie Werkzeuge oder für Ornamente verwendet wurde (siehe Metallbearbeitung). Erste Vorstufen der Eisenbearbeitung in Mitteleuropa fallen in die Zeit um 1450 v. Chr.

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Vorkommen

In der Natur kommt Eisen in Form von vier Isotopen (54, 56, 57, 58) vor, von denen Eisen 56 mit über 90 Prozent am häufigsten ist. Gleichzeitig ist Eisen das vierthäufigste Element und nach Aluminium das am häufigsten vorkommende Metall in der Erdkruste. Dort tritt es vorwiegend in gebundener Form auf, insbesondere als Oxid, Sulfid oder Carbonat. Wichtige Eisenerze sind u. a. Magneteisenstein oder Magnetit (FeO · Fe₂O₃), Roteisenstein oder Hämatit (Fe₂O₃), ferner Brauneisenstein (Fe₂O₃ · xH₂O) und Spateisenstein oder Siderit (FeCO₃). Diese Erze werden vor allem zur Gewinnung von Eisen genutzt. Beispiele für sulfidische Erze sind Eisenkies oder Pyrit (FeS₂), Magnetkies (Fe_1-xS) und Kupferkies (CuFeS₂).

Dem Boden verleihen Eisen(III)-oxid und -oxidhydrate die charakteristischen roten, braunen und gelben Farbtöne. In nicht gebundener Form kommt Eisen an der Erdoberfläche seltener vor, so etwa in Eisenmeteoriten. Dagegen besteht der Erdkern größtenteils aus reinem Eisen und Nickel. Wichtig ist auch das Vorkommen von Eisen (meist Verbindungen) in der Biosphäre. So zählt es für den Menschen und für viele Tiere zu den essentiellen Spurenelementen und ist beispielsweise im Blutfarbstoff Hämoglobin enthalten.

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Eigenschaften

Reines Eisen besitzt eine Härte von 4,5, ist relativ weich und schmiedbar. Ferner ist das Metall bis 770 °C ferromagnetisch und wird bei höheren Temperaturen paramagnetisch (siehe Magnetismus). Unter extrem hohem Druck (über 10 Gigapascal) und bei tiefen Temperaturen (-271 °C) hat es supraleitende Eigenschaften. Reines Eisen schmilzt bei 1 535 °C und siedet bei circa 2 750 °C. Die Dichte liegt bei 7,86 Gramm pro Kubikzentimeter, seine Atommasse beträgt 55,847 u.

Eisen kann in drei allotropen Formen vorliegen: als gewöhnliches a-Eisen (Alphaeisen), als g-Eisen (Gammaeisen) und als δ-Eisen (Deltaeisen). In jeder dieser Formen sind die Eisenatome anders im Kristallgitter angeordnet. Der Übergang von a- zu g-Eisen vollzieht sich bei 928 °C, der von g- zu δ-Eisen bei 1 398 °C. In ihre Kristallgitter lassen sich außerdem verschieden hohe Anteile an Kohlenstoffatomen einbauen. Dies ist ganz entscheidend beim Herstellen, Härten und Tempern (siehe Glühen) von Stahl.

Eisen ist ein chemisch reaktionsfreudiges Metall. Es reagiert mit den Halogenen, ferner unter Energiezufuhr mit Schwefel, Phosphor, Kohlenstoff und Silicium. Aus den meisten verdünnten Säuren verdrängt Eisen Wasserstoff. In Sauerstoff verbrennt es zu Eisen(II,III)-oxid (Fe₃O₄). An feuchter Luft korrodiert Eisen und beginnt zu rosten. Dabei bildet sich Eisenoxidhydrat; Kohlendioxid, Säuren und Salze verstärken diesen Vorgang. Das Oxidhydrat, hydratisiertes Eisenoxid (Fe₂O₃ · H₂O), bildet eine rotbraune Schicht, die sich in Schuppen ablöst und frische Metalloberfläche freilegt, so dass es weiterrostet.

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Verbindungen

In seinen Verbindungen tritt Eisen vor allem mit den Oxidationsstufen +2 und +3 auf; die meisten Eisen(II)-verbindungen werden leicht zu Eisen(III)-verbindungen oxidiert. Beispiele für die Oxidationsstufe +2 sind Eisen(II)-sulfat oder Eisenvitriol (FeSO₄), Eisendichlorid (FeCl₂) und Eisen(II)-oxid (FeO). Mit der Oxidationsstufe +3 kommt Eisen etwa in Eisentrichlorid (FeCl₃) und in Eisen(III)-oxid (Fe₂O₃) vor. Seltenere Oxidationsstufen des Eisens reichen von -2 über 0 bis +6.

Zu den bekanntesten komplexen Eisenverbindungen gehören Kaliumhexacyanoferrat(II) oder gelbes Blutlaugensalz (K₄[Fe(CN)₆]) und Kaliumhexacyanoferrat(III) oder rotes Blutlaugensalz (K₃[Fe(CN)₆]). Beide werden u. a. in der Analytik zum Nachweis von Eisenionen verwendet. Setzt man eine wässrige Eisensalzlösung und eine Cyanoferratlösung im Molverhältnis 1:1 um, bildet sich lösliches Berliner Blau (Beispiel mit gelbem Blutlaugensalz):

Fe3+ + K4[Fe(CN)6] « K[FeIIIFeII(CN)6] + 3K+.

Besteht ein Überschuss an Eisenionen, entsteht unlösliches Berliner Blau:

4Fe3+ + 3K4[Fe(CN)6] → FeIII[FeIIIFeII(CN)6]3 + 12K+.

Neben diesen rein anorganischen Komplexverbindungen bildet Eisen auch eine Vielzahl von Komplexen mit organischen Resten und Liganden (siehe Koordinationschemie). Ein Beispiel ist der für die Sauerstoffübertragung zuständige rote Blutfarbstoff Hämoglobin, in dem das Eisen die Oxidationsstufe +2 trägt. Das Eisenatom befindet sich im Zentrum des Hämoglobins und kann ein Molekül Sauerstoff (unter Bildung von Oxyhämoglobin) reversibel an sich binden, ohne dass das Eisen seine Oxidationsstufe ändert. Weitere Beispiele mit biologisch aktiven Eisenverbindungen sind Zytochrome und Ferredoxine, die sich an Elektronenübertragungsreaktionen beteiligen, und Nitrogenasen, die bei der Stickstofffixierung eine wichtige Rolle spielen.