samiite
Hroms
Hroms ir ķīmiskais elements ar simbolu Cr un atomskaitli 24. Hroms ir ciets un korozijas izturīgs metāls, kuru lieto dzelzs sakausējumu pārklāšanai (hromēšana) un sakausējumiem (nerūsošais tērauds). Dabā hroms var būt sastopams brīvā veidā, taču lielāko daļu hroma iegūst no rūdas.
Nosaukums, simbols, numurs Hroms, Cr, 24
Atommasa
51,9961 g/mol
Blīvums
7150 kg/m3
Kušanas temperatūra
2180 K (1907°C)
Vārīšanās temperatūra
2944 K (2671°C)
Hroms dabā un tā iegūšana. Pēc ķīmisko ele¬mentu izplatības Zemes garozā hroms ir 21. vietā. Pazīstamākie hroma minerāli ir hromīts FeO • Cr203 jeb Fe(Cr02)2 un krokoīts PbCrO4. Ievērojamākās hroma rūdu atradnes ir Turcijā, Dienvidāfrika, Kazahija, Urālos. Dabā hroms ir ļoti plaši sastopams. Dažādās oksidācijas formās, to satur Zemes garoza, tomēr tīrradņa veidā Cr atrast izdotas reti. Bioloģiski nozīmīgākie ir trīsvērtīgie un sešvērtīgie hroma savienojumu. Cilvēka organismā parasti atrodams Cr+3, kas salīdzinoši lielā koncentrācijā ir DNS sastāvā, kā arī fermentos.
Rūpniecībā hromu iegūst elektrokrāsnīs sakausē¬juma ferohroma veidā, reducējot hromītrūdu ar ogli:
FeO • Cr2O3 + 4C —> 2Cr + Fe + 4CO
Ferohroms satur 50…70% Cr (masas dalās), 25…45% Fe un aptuveni 5% C. To izmanto augstvērtīgu tēraudu ražošanā.
Lai iegūtu tīru hromu, no hromītrūdas samērā sarežģītos procesos atdala hroma (III) oksīdu, tad to reducē ar alumīniju un attīra elektrolītiski.
Hroma īpašības un izmantošana. Hroms ir vis¬cietākais metāls ar izteikti spožu, sudrabbaltu spīdumu.
Hroms ir ķīmiski inerts metāls, jo tā virsmu sedz stabila oksīda aizsargkārtiņa, kas sāk sairt tikai 1200 ° C temperatūrā, taču parastajos apstākļos hroms tomēr reaģē ar fluoru, ar sālsskābi, ar sērskābes šķīdumu:
2Cr + 3F2 2CrF3
Cr + H2S04 CrS04 + H2
Paaugstināta temperatūra hroms reaģē ar visiem nemetāliem. Skābekli tas aizdegas 2000 °C tempera¬tūrā, veidojot tumšzaļu hroma (III) oksīdu:
4Cr + 3O2 —> 2 Cr2 +2O3
Hromu izmanto galvenokārt metāla izstrādājumu hromēšanai un augstvērtīgu sakausējumu ražošanai.
Hroma savienojumi. Ir pazīstami hroma (II, III, VI) savienojumi, stabilākie no tiem ir hroma (III, VI).
Hroma (II) savienojumi ir ļoti nestabili, jo Cr2+ joni viegli oksidējas un veido stabilākos hroma (III) savienojumus.
2CrSO4 + H2SO4Cr2(SO4)3 + H2
Cr+ joni viegli oksidējas ari gaisā un pat ūdenī:
4CrSO4 + O2 + 2H2O4Cr(OH)SO4
2CrSO4 + 2H2O 2Cr(OH)SO4 + H2
Šī iemesla dēļ hroma (II) savienojumus ir grūti gan iegūt, gan ilgstoši saglabāt. Hroma (II) oksīda eksistence tiek apšaubīta.
No hroma (II) savienojumiem pazīstamākajiem ir hroma (III) oksīds un daži hroma (III) sāļi.
Hroma(III) oksīds ir tumšzaļā, grūti kūstoša, loti stabila un ķīmiski inerta viela. Cr203 pieder pie amfoterajiem oksīdiem, taču ar skābajiem oksīdiem tas praktiski nereaģē. Karsējot tas reaģē ar bāziskajiem oksīdiem un sārmiem, veidojot hromītus:
BaO + Cr2O3 —>Ba(CrO2)2
2NaOH + Cr2O3 —> 2NaCrO2 + H2O
Hroma (III) oksīdu izmanto par zaļo pigmentu krāsu, stikla un keramikas rūpniecībā, pulēšanas līdzekļos, kā arī hroma iegūšanai (tas ir vērtīgs katalizators dažādās organiskās un neorganis¬kās sintēzēs).
Hroma (III) hidroksīds Cr(OH)3 ir zaļganpelēka, ūde¬nī nešķīstoša viela ar amfotērām īpašībām. Karsējot vai ilgāku laiku glabājot, Cr(OH)3, zaudē ūdeni un veido Cr2O3:
2Cr (OH)3 —> Cr2 O3 + 3H2O
No hroma (III) sāļiem pazīstamākais ir kālija hroma disukfāts, jeb kālija hroma alauns. To lieto tekstilrūpniecībā.
Sārmainā vidē hroma(III) savienojumus iespējams oksidēt par hroma(VI) savienojumiem.
Na3[Cr(OH)6]+NaOH+Br2Na2CrO4+NaBr+H2O
Hroma (VI) svarīgākie savienojumi ir hroma (VI) oksīds CrO3 un tam atbilstošo skābju hromskābes H2 Cr O4 un dihromskābes H2 Cr2 O2 sāļi – hromāti un dihromāti.
Hroma (VI) oksīds ir skābais oksīds. To iegūst, iedarbojoties ar koncentrētu sērskābi un piesātinātu dihromāta ūdens šķīdumu.
Na2 Cr2 O7 + H2SO4 Na2 SO4 + H2 Cr2 O7
H2 Cr2 O7 2CrO3 + H2O
Na2 Cr2 O7 + H2SO4 Na2 SO4 + 2Cr O3 +H2O
Hroma (VI) oksīds ir spēcīgs oksidētājs, tā klātbūtnē var aizdegties viegli uzliesmojošas vielas. Cr O3 karsējot sadalās:
4Cr O3 —> 2Cr2 O3 + 3O2
Visvairāk hroma (VI) oksīdu lieto galvanostēģijā metālu izstrādājumu hromēšanai.
Hromskābes veidojas hroma ( VI) oksīda reakcijā ar ūdeni. Atkarībā no Cr O3 un H2O daudzumu attiecības veidojas hromskābe vai dihromskābe:
CrO3 + H2O —> H2Cr O4
2CrO2 + H2O —> H2 Cr2 O7
Sārmu šķidrumos CrO3 veido hromātus un dihromātus :
2NaOH + Cr O3 Na2 Cr O4 + H2O
2Na OH + 2 Cr O3 Na2 Cr2 O7 + H2O
Ūdens šķīdumos hroma ( VI) sāļi atkarībā no vides pH var eksistēt abos veidos. Skābā vidē hromāti pārvēršas dihromātos, bet sārmainā vidē dihromati veido hromātus.
2Na2 Cr O4 + H2SO4 Na2 Cr2 O7 + Na2SO4 + H2O
Na2 Cr2 O7 + 2NaOH —>2Na2 CrO4 +H2O
Hroma (VI) sāļi ir oksidētāji. Vislielākā oksidējošā aktivitāte vērojama dihromātiem skābā vidē. Hroms, kura oksidēšanās pakāpe ir +6, pievieno elektronus un veido stabilākus savienojumus, kuros tā oksidēšanās pakāpe ir +3.
Amonija dihromāts (NH4)2 Cr2 O7 ir termiski nestabils savienojums. To pierāda eksperiments.
(NH4)2 Cr2 O7 —> Cr2 O3 + N2 ↑+ 4H2O
Titāns
Atrašanās dabā. Šī elementa Zemes dzīlēs ir vairāk nekā vara, cinka un svina. Minerāli, kas satur titānu, ir izkliedēti. Visvairāk tie sastopami dzelzs rūdās, nedaudz arī smilšu sastāvā. Pazīstamākais no titāna minerāliem ir rutils – TiO2.
Iegūšana. Lai iegūti titānu, tā minerālus visbiežāk pārvērš titāna (IV) hlorīdā, ko reducē ar magnija inertā (argona) atmosfērā:
TiCl4 + 2Mg —> Ti + 2Mg Cl2
TiO2 + C + Cl2 —> Ti Cl 4 + CO
Tīru titānu iegūst pēc tā sauktās jodīda metodes :
Ti + 2I2 —> TiI4 —> Ti + 2I2
Īpašības. Titāns ir gaiši pelēks, viegls, plastisks, mehāniski izturīgs metāls, taču tā fizikālās un mehāniskās īpašības ir atkarīgas no šī metāla tīrības pakāpes.
Parastajos apstākļos titāns ir inerts, tam ir augsta korozijizturība.
Paaugstinātā temperatūrā titāna ķīmiskā aktivitāte ievērojami pieaug. Piemēram, sakarsēts titāns tīrā skābeklī aizdegas un veido titāna (IV) oksīdu:
Ti + O2—> TiO2
Titāna reakcijā ar hloru rodas titāna (IV) hlorīds:
Ti+2Cl2 —>TiCl4
Ievietots tīrā slāpeklī, sakarsēts titāns veido titāna nitrīdu TiN.
2Ti+N2—>2TiN
Nedaudz sakarsētos sālsskābes vai sērskābes ūdens šķīdumos titāns aizvieto ūdeņradi, piemēram:
2Ti+6HCl—> 2TiCl3+3H2
Izmantošana. Titānu lieto vieglu, termiski, mehāniski un ķīmiski izturīgu sakausējumu ražošanā. Ferotitāns ir dzelzs un titāna sakausējums, to izmanto par konstrukciju materiāliem aviācijas un raķešu rūpniecībā, kuģu būvē un citur. Titāns ir mūsdienās ir ļoti nozīmīgs tehnikas materiāls.
Titāna savienojumi. Pazīstami ir titāna (II, III, IV) savienojumi. Stabilākie no šiem savienojumiem ir titāna (IV) savienojumi.
Titāna (IV) oksīds TiO2 ir balta, kristāliska viela. Tas ir amfotērs oksīds, jo paaugstinātā temperatūrā reaģē ar koncentrētiem skābju šķīdumiem un sārmu kausējumiem:
TiO2 + 2H2SO4 —> Ti(SO4) 2 + 2H2O
TiO2 + 2NaOH —> Na2TiO3 + H2O
Nātrija titāns (Na2TiO3) ir svarīgs titāna savienojums. To lieto termiski izturīga stikla un keramikas izstrādājumu ražošanā, par balto pigmentu, par komponentu dažādos luminiscējošos sastāvos, par papildvielu plastmasās.
Titāna (IV) hidroksīds Ti(OH) 4 ir balta, kristāliska, ūdenī nešķīstoša viela, ko iegūst no titāna (IV) sāļiem. Ti(OH) 4 ir nestabils savienojums, tas sadalās, vispirms veidojot maz pazīstamu skābi –titānskābi H2TiO3, kas turpina sadalīties un veido titāna (IV) oksīdu.
Ti(OH)4 H2TiO3 + H2O
H2TiO3TiO2 + H2O
Titāna (IV) halogēni ir gaistoši. To tvaiki hidrolizējas pat gaisa mitruma ietekmē:
TiCl2+H2O—> TiO2+4HCl
Mangāns
Mangāns ir ķīmiskais elements ar simbolu Mn un atomskaitli 25. Mangāns dabā galvenokārt ir sastopams oksīda veidā (minerāls piroluzīts (MnO2).
Nosaukums, simbols, numurs Mangāns, Mn, 25
Atommasa
54,938049 g/mol
Blīvums
7210 kg/m3
Kušanas temperatūra
1519 K (1246°C)
Vārīšanās temperatūra
2334 K (2061°C)
Mangāns daba un tā iegūšana. Mangāns ir Zemes garozā samērā izplatīts elements (14. vietā). Pazīstamākais mangāna minerāls ir piroluzits MnO2. Nozīmīgākās mangāna rūdu atradnes ir Indijā, Brazīlijā, Dienvidāfrikā un Rietumāfrikā, Ukrainā, Gruzijā, Urālos. Lieli mangāna krājumi dzelzs-mangāna konkrēciju veidā konstatēti ari okeānu dzīlēs.
Mangāna rūdas satur dzelzs oksīdu piemaisījumus, mangāna savienojumi it bieži sastopami ari dzelzs¬rūdas, tāpēc rūpniecībā mangānu iegūst sakausējuma feromangāna veidā, pirometalurģiski reducējot man¬gāna oksīdu un dzelzs oksīdu maisījumu ar ogli, alu¬mīniju vai silīciju. Iegūtais sakausējums satur aptuveni 85% Mn, 10% Fe un 5% C, AI vai Si. Tīru mangānu iegūst, elektrolizējot MnSO4 vai MnCl2 šķīdumu.
Mangāna īpašības un izmantošana. Mangāns ir ciets, trausls sudrabbalts metāls. Tas veido cietus šķīdumus (sakausējumus) un intermetāliskus savieno¬jumus. Mangāns labi absorbē ūdeņradi, taču ar to nereaģē.
Parastajos apstākļos mangāns ir ķīmiski inerts me¬tāls, jo to klāj blīva oksīdu aizsargkārtiņa, taču sakarsēts mangāns gaisā aizdegas un veido dažāda sastāva ok¬sīdus (Mn02, Mn3,O4)
Mn+O2—>MnO2
3Mn+2O2—>Mn3O4
Paaugstinātā temperatūrā tas labi reaģē ar halogēniem, tā reakcijās ar citiem nemetāliem rodas dažādi hestehiometriska sastāva savienojumi, piemēram, Mn S, Mn3 S4, Mn3 C, Mn2 N, Mn2 Si3 .
Mn+S MnS
Mangāns samērā aktīvi reaģē ar sālsskābes un sērskābes šķīdumiem, veidojot attiecīgos mangāna (II) sāļus un ūdeņradi:
2Mn + 2HCl2 2MnCl2 + H2
Mn+ H2SO4 MnSO4 +H2
Sasmalcināts Mn paaugstinātā temperatūrā reaģē ar ūdeni :
Mn+2H2O —>Mn(OH)2+H2
Reaģē ar sakarsētām, koncentrētām oksidējošām skābēm:
Mn+HNO3—>Mn(NO3)2 +NO +H2O
Mn+H2SO4—> MnSO4 +SO2 +H2O
Mangānu feromangāna veidā izmanto melnajā me¬talurģijā par dezoksidantu, jo tas aktīvi saista skābekli, sēru un oglekli. Tīru Mn lieto krāsaino sakausējumu leģēšanai.
Mangāna savienojumi. Mangāna oksidēšanas pakāpes savienojumos var būt no +1 līdz +7, tomēr pazīstamākie ir savienojumi, kuros mangāna oksidēšanas pakāpe ir +2, +4 un +7. Palielinoties mangāna oksidēšanas pakāpei, tā oksī¬du un oksīdu hidrātu bāziskās īpašības pavājinās, bet skābās īpašības pastiprinās.
Mangāna(II) savienojumi. Mangāna (II) oksīds MnO ir pelēkzaļa kristāliska viela, ko iegūst, karsējot mangāna(II) karbonātu vai mangāna(II) hidroksīdu:
MnCO3—>MnO+ CO2
Tas reaģē ar atšķaidītām skābēm, veidojot mangāna(II) sāļus, taču ūdens uz šo oksīdu neiedarbojas.
Mangāna (II) hidroksīds gaisā ātri oksidējas un pārvēršas par mangāna (IV) hidroksīdu.
Mangāna(II) sāļi ir stabili savienojumi. Tos iegūst mangānam reaģējot ar atšķaidītām skābēm vai iedarbojoties ar skābēm uz citiem mangāna savienojumiem, kuriem ir oksidējošas īpašības:
Mg+ H2 SO4—> MgSO4+ H2
No mangāna (II) savienojumiem nozīmīgākie ir mangāna(IV) hlorīds un mangāna (II) sulfāts.
Mangāna(IV) savienojumi. Visstabilākais mangā¬na (IV) savienojums ir mangāna (IV) oksīds jeb mangā¬na dioksīds Mn02 — tumšbrūna kristāliska viela, kas dabā sastopama minerāla piroluzīta veidā. Mangāna dioksīds ir spēcīgs oksidētājs. Šo īpašību izmanto mangāna(II) sāļu, hlora, skābekļa un citu vielu iegūšanai.
MnO2 + HCl—>MnCl2 + Cl2 +H2O
MnO2+H2SO4 —>MnSO4+H2O+O2
MnO2+KI+H2SO4MnSO4+K2SO4+I2+H2O
Mangāna dioksīdu izmanto citu mangāna savieno¬jumu iegūšanai, to lieto par oksidētāju gāzmaskās, pirotehnikā, hlora iegūšanai laboratorijā, sausajos gal¬vaniskajos elementos, stikla rūpniecībā stikla masas atkrāsošanai.
Mangāna (IV) hidroksīdu Mn(OH)4 viegli iegūt, ja svaigām Mn(OH)2 nogulsnēm, kas ir baltā krāsā, pielej bromūdeni. Mn(OH)4 ir nestabils savienojums, tas skābā vidē reducējas un ātri sadalās:
Mn(OH)4 MnO2+2H2O
2Mn(OH)4 + H2SO4MnSO4+H2O+O2
Mangāna (VI) savienojumiem Visstabilākais mangāna(VI) savienojums ir mangāna (IV) oksīds, jeb mangāna (IV) dioksīds MnO2, kurš ir ļoti spēcīgs oksidētājs. Šo īpašību izmanto mangāna(II) sāļu, hlora, skābekļa un citu vielu iegūšanai.
Mangāna(VII) savienojumi. Pazīstamākie ir permangānskābes K2MnO4 sāļi – permanganāti. Permangānskābe brīvā veidā nav iegūta tā pastāv tikai ūdens šķīdumā, bet koncentrēta tā sadalās veidojot mangāna (VII) oksīdu vai mangāna dioksīdu.
Mangāna (VII) oksīdu iegūst, ja ar koncentrētu sērskābi iedarbojas uz kālija permanganātu:
2KMnO4 + H2SO4 K2SO4 +Mn2O7+H2O
2H Mn O4 Mn2O7 + H2O
Mn2 O7 ir ļoti nestabils un eksplozīvs savienojums. Nedaudz paaugstinātā temperatūrā, tas strauji sadalās:
2 Mn2 O7 4MnO2 + 3O2
Permangānskābes HMnO4 violets šķīdums rodas mangāna (VII) oksīda reakcijā ar ūdeni vai iedarbojoties ar sērskābes šķīdumu uz kālija permanganāta ūdens šķīdumu, taču iegūtais šķīdums saduļķojas un pēc neilga laika kļūst bezkrāsains, jo permangānskābe sadalās:
4HMnO4 4MnO2↓ +2H2O + 3O2
Dzelzs
Nosaukums, simbols, numurs dzelzs, Fe, 26
Atommasa
55,845 g/mol
Blīvums
7874 kg/m3
Kušanas temperatūra
1811 K (1538°C)
Vārīšanās temperatūra
3134 K (2861°C)
Dzelzs iegūšana. Tīru dzelzi iegūst no dzelzsoksīdiem, reducējot tos ar alumīniju vai ūdeņradi:
3FeO+2Al3Fe+Al2O3
FeO+H2Fe+H2O
Tērauda iegūšanas pamatā ir čugunā esošā oglek¬ļa, sēra, fosfora un mangāna oksidēšana un šajā procesā izveidojušos oksīdu izdalīšana sārņu vai gāzu veidā. To panāk, izkausēta čuguna masā ievadot skābekli vai gaisu, kas bagātināts ar skābekli. Noris process, ko metalurģijā dēvē par piemaisījumu izdedzināšanu. Pir¬mā oksidējas dzelzs:
2Fe + O2 —> 2FeO
Dzelzs (II) oksīds oksidē piemaisījumus čuguna:
C + FeO —> Fe + CO
Si + 2FeO —> 2Fe + SiO2,
Mn + FeO —> Fe + MnO
2P + 5FeO —> 5Fe + P2O5
Dzelzs īpašības un izmantošana. Dzelzs ir sudrabbalts, plastisks, viegli kaļams un velvējams metāls. Svaigs dzelzs pulveris ir pirofors-izskaisīts gaisā tas uzliesmo un veido kvēlojošu dzirksteļu spietu. Tas oksidējas pakāpeniski veidojot dzelzs (I,III) oksīdu.
3Fe+2O2Fe3O4
Paaugstinātā temperatūrā dzelzs reaģē ar cietiem nemetāliem:
2Fe+3Cl2—>2FeCl3
Parastajos apstākļos dzelzs reaģē ar atšķaidītām skābēm(HCl, H2SO4) un veido dzelzs(II) sāļus:
Fe+2HClFeCl2+H2
Dzelzs reakcijās ar vidējas koncentrācijas oksidējošām skābēm(H2SO4, HNO3) rodas dzelzs (III) sāļi, bet stipri koncentrētas oksidējošas skābes dzelzi pasivē. Fe+H2SO4 FeSO4+H2
Dzelzs savienojumi. Dzelzij ir raksturīgi dzelzs(II)un dzelzs(III) savienojumi. Dzelzs veido trīs oksīdus.Dzelzs(II) oksīdu iegūst reducējot dzelzs(IIi) oksīdu ar oglekļa oksīdu 500O C temperatūrā:
Fe2O3+CO—>2FeO+CO2
Gaisa klātbūtnē, tas reducējas veidojot stabilāko dzelzs (II,III) oksīdu. Dzelzs(II,III) oksīds reaģē ar skābēm, veidojot dzelzs(II) un dzelzs(II) sāļus:
Fe3O4+4H2SO4FeSO4+Fe2(SO4)3+4H2O
Dzelzs (III) oksīds Fe2O3 eksistē trīs modifikāciju veidā. Fe2O3 iegūst, termiski sadalot Fe (OH)3:
2Fe(OH)3—>Fe2O3+3H2O
Fe2O3 ir amfoters oksīds ar vāji izteiktām skābā oksīda īpašībām:
Fe2O3+6HNO32Fe(NO3)3+3H2O
Fe2O3+2NaOH—>2NaFeO2+H2O
Fe2O3+Na2CO3—>2NaFeO2+CO2
Dzelzs(II) hidroksīdu iegūst dzelzs (II) sāļu šķīdumiem nogulšņu veidā. Gaisa klātbūtnē tas veido dzelzs(II) hidroksīdu:
4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3
Paaugstinātā temperatūrā tas reaģē ar koncentrētiem šķīdumiem, veidojot heksahidroksoferātus(III)
Fe(OH)3+3NaOH—>Fe(OH)3Na3[Fe(OH)6]
Dzelzs(III) hidroksīdu iegūst no dzelzs(III) sāļu šķīdumiem. Tas ir amfotērs savienojums, kam pārsvarā ir bāziskas īpašības. Paaugstinātā temperatūrā dzelzs(III) hidroksīds reaģē ar koncentrētiem sārmu šķīdumiem vai kausējumiem,. Veidojot ferītus
FeCl3+3NaOHFe(OH)3+3NaCl
Fe(OH)3+3HNO3Fe(NO3)3+2H2O
Fe(OH)3+NaOHNa[Fe(OH)4]
F2O3*nH2O atūdeņojos, rodas starpprodukti un galarezultātā veidojas dzelzs(III) oksīds:
Fe2O3*nH2O—>Fe(OH)3—>FeO(OH) —>Fe2O3
Dzelzs(II) sāļi veidojas, dzelzij reaģējot ar skābju ūdens šķīdumiem (izņemot HNO3). Tie ir samērā nestabili savienojumi, jo oksidējas par dzelzs(IIi) sāļiem, kā arī ūdens klātbūtnē hidrolizēkas.
Dzelzs(III) sulfātu iegūst dzelzs(III) oksīda reakcijā ar karstu sērskābes šķīdumu
Fe2O3+H2SO4—>Fe(SO4)3 +H2
Dzelzs(III) hlorīdu FeCl3 iegūst, dzelzi sadedzinot hlora plūsmā vai oksidējot ar dzelzs(III) hlorīdu, kas rodas iedarbojoties ar sālsskābi un dzelzi.
2Fe+3Cl22FeCl3
FeCl2+2Cl22FeCl3
Dzelzs(II) hlorīdam piemīt oksidējošas īpašības:
2FeCl3+2KI2FeCl2+I+2KCl
Dzelzs(II) sulfīdu iegūst karsējot dzelzs pulvera un sēra maisījumu:
Fe+S—>FeS
Gaisa klātbūtnē FeS oksidējas, veidojot dzelzs(III) hidroksīdu un sērūdeņradi.
Dzelzs(II) karbonāts sakarsē ar gruntsūdeņiem veido dzelzs(II) hidrogēnkarbonātu, savukārt tas nonācis saskarē ar gaisu veido dzelzs(III) oksihidroksīdu.
FeCO3+H2O+CO2Fe(HCO3)2
4Fe(HCO3)2+O24FeO(OH)+8CO2+2H2O
Dzelzs (II) karbonāts FeCO3 saskarē ar gruntsūdeņiem oŗvēršas dzelzs(II) hidrogēnkarbonātā un veido cietu ūdeni, kas savukārt, nonācis saskarē ar gaisu, oksidējas un veido dzelzs(III) oksohidroksīda nogulsnes:
FeCO3+H2O+CO2Fe(HCO3)2
4Fe(HCO3)2+O24FeO(OH)+8CO2+2H2O