Eisen

Synonyme

  • Ferrum [lat.], Iron [engl.]

Übersicht

Medizin

Typ

Indikationen

Kontraindikationen

  • Eisenkumulation (Hämochromatosen, chronische Hämolysen)
  • Eisenverwertungsstörungen (sideroachrestische Anämien, Bleianämien, Thalassämien)

Arzneimittelinteraktionen

Unerwünschte Arzneimittelwirkungen

Bei oraler Gabe

Bei parenteraler Gabe

  • Hämosiderose
  • Schmerzen am Injektionsort (bei i.m.)
  • Hitzegefühl, Blutdruckabfall, Schock (bei i.v.)

Mangelerscheinungen

Pharmakologie

Anwendung

Dosierung

  • Die Resorption des Eisens ist bei der nüchternen Einnahme größer, allerdings sind dabei auch die unerwünschten Arzneimittelwirkungen stärker.

Toxikologie

  • Eine zu hohe Eisenkonzentration im Körper schädigt vor allem Leber, Pankreas und das Myokard. Es kommt zu sogenannten Hämochromatosen.
  • Eine akute Eisenvergiftung tritt praktisch nur bei der parenteralen Gabe von Eisenpräparaten auf.

Physiologie

Typ

Bemerkungen

  • Aufgrund seiner großen physiologischen Bedeutung wird der Eisenstoffwechsel separat betrachtet.

Chemie

Allgemeine Eigenschaften

Formelzeichen Fe
Ordnungszahl 26
Isotope [%] 54Fe - 5,845
55Fe - künstlich (2,73 a -> 55Mn)
56Fe - 91,754
57Fe - 2,119
58Fe - 0,282
59Fe - künstlich (44,503 d -> 59Co)
60Fe - künstlich (2,6 · 106 a -> 60Co)

Chemische Eigenschaften

Elektronegativität nach Pauling (Oxidationsstufe) 1,83 (II)
Elektronenkonfiguration 1s22s22p63s23p63d64s2
Oxidationszahlen +6, +5, +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2
bevorzugt +3, +2

Physikalische Eigenschaften

Mittlere Atommasse [u] 55,845 ± 2
Dichte [g/cm3] 7,874
Schmelztemperatur [°C] 1535
Siedetemperatur [°C] 2750
Härte [Mohs] 4,5
Atomradius [pm] 124
Ionenradius [pm] (bei Ladung bzw. Oxidationszahl) 64 (3+)
1. Ionisierungsenergie [kJ/mol] (bei 25 °C) 766

Sonstige Eigenschaften

  • Reines Eisen ist ein silberweiß glänzendes, gut dehnbares, relativ weiches Schwermetall.
  • Eisen wird von trockener Luft und kohlendioxidfreiem Wasser nicht angegriffen, da es eine schützende Oxidschicht ausbildet. Gegenüber feuchter Luft und Wasser das Kohlendioxid und Sauerstoff gelöst enthält, ist es jedoch nicht beständig, es rostet.
  • Eisen ist in nicht oxidierenden Säuren leicht löslich, so z.B. in Salzsäure, wobei FeCl2 und Wasserstoff entstehen. Oxidierend wirkende Säuren, z.B. konzentrierte Schwefelsäure passivieren das Eisen durch Ausbildung einer beständigen Oxidschicht.
  • Bei Rotglut erweicht Eisen und ist gut verform- sowie schmiedbar.
  • Es existieren mehrere Modifikationen: 
    • α-Eisen
      • existiert bis ca. 928 °C
      • ist magnetisierbar (ferromagnetisch) und löst wenig Kohlenstoff
    • β-Eisen
      • existiert in einem Temperaturbereich zwischen 770 °C und 928 °C
      • ist paramagnetisch und tritt im Gemisch mit α-Eisen auf
    • γ-Eisen
      • existiert zwischen 928 °C und 1398 °C.
      • ist nicht magnetisch und vermag viel Kohlenstoff zu lösen
    • δ-Eisen 
      • existiert zwischen 1398 °C und dem Schmelzpunkt von Eisen bei 1535 °C
    • Die Modifikationen unterscheiden sich auch im Hinblick auf ihre Kristallstruktur.
  • Die Eigenschaften des Metalls werden durch den Zusatz anderer Metalle oder Nichtmetalle vor allem aber mit Kohlenstoff (in Legierungen) stark beeinflusst. Schmiedbarer Stahl besitzt einen Kohlenstoffgehalt von weniger als 1,7 %. Roheisen ist aufgrund seines hohen Kohlenstoffgehalts (1,7 - 4 %) nicht schmiedbar, sondern kann nur gegossen werden (Gusseisen). Anders als Stahl ist Gusseisen jedoch sehr spröde und bricht, statt sich zu verformen.

Geschichtliches

  • Ca. 1400 v.Chr. beginnt die "Eisenzeit": Kennzeichnend ist die Ablösung des bis dahin verwendeten Kupfers, durch das härtere Eisen. 
  • Als Erfinder der Eisengewinnung aus Eisenerz gelten die Hethiter, ein Volksstamm im Vorderen Orient.
  • Ab ca. 500 v.Chr. ist die Technologie der Eisenverhüttung und Verarbeitung in Mitteleuropa verbreitet.
  • In der Alchemie wird dem Eisen der Planet Mars zugeordnet und verkörpert, im Gegensatz zum Kupfer, das männliche Prinzip.
  • Es erhält daher das Symbol des Planeten Mars. 
  • Ab dem 7. Jahrhundert entsteht in der Steiermark, später in Thüringen und Sachsen eine "Eisenindustrie". Als Reduktionsmittel wird Holz verwendet.
  • Erstmalige bekannte Verwendung von Koks und damit der erste Betrieb eines Hochofens durch Abraham Darby in Shropshire, England im Jahr 1735.
  • 1742 erstmalige Herstellung von Stahl durch Benjamin Huntsmann. Sein Verfahren wird in der Folgezeit immer wieder verbessert und Anfang des 19. Jahrhunderts durch den Deutschen Friedrich Krupp (1787 - 1826) industriell genutzt.
  • Einführung des Symbols "Fe" für ferrum durch J. J. Berzelius im Jahr 1814.
  • Ab dem 19. Jahrhundert kommt es zum Entstehen der Stahlindustrie, z.B. Krupp, Thyssen und einer zunehmenden Verwendung von Stahl im Bauwesen (Brücken, Türme, Skelettbauweise von Hochhäusern).
  • Der genaue Ursprung des deutschen Namen Eisen und des englischen iron ist unbekannt. Der Wortstamm ist in allen germanischen Sprachen und im Keltischen zu finden. Einige Forscher sehen den Ursprung im keltischen Ausdruck Isara ("stark, fest"), was auf die neuen Eigenschaften des Eisens im Vergleich zum schon bekannten weicheren Kupfer verweist.
  • Der lateinische Name ferrum ist vom lateinischen Wort ferreus ("kräftig, hart, schwer") abgeleitet.

Vorkommen

  • Eisen ist nach Sauerstoff, Silizium und Aluminium mit 4,7 % das vierthäufigste Element der Erdkruste.
  • In der Natur kommt es (außer in Meteoriten) nie elementar vor. Dagegen existieren zahlreiche Eisenverbindungen, von denen einige als Erze große Bedeutung haben, z.B. Magneteisenstein (Magnetit Fe3O4), Roteisenstein (Hämatit Fe2O3), Brauneisenstein (Fe2O3 · n H2O), Eisenkies (Pyrit FeS2), Magnetkies (FeS) und Eisenspat (FeCO3)
  • Die größten Erzvorkommen liegen in Brasilien, im Ural, in Australien, Kanada, Schweden, China und Frankreich. In Deutschland gibt es Eisenerzvorkommen, z.B. im Lahn-Dill-Gebiet oder bei Salzgitter.
  • Die Erzreserven werden weltweit auf über 115 Milliarden Tonnen geschätzt.

Verwendung

  • Eisen ist das wichtigste Gebrauchsmetall, vor allem in Form seiner unterschiedlichen Legierungen (Stahl). Reines Eisen hingegen nur selten eingesetzt (z.B. bei der Herstellung von Magneten).
  • Eisenverbindungen werden auch als Katalysatoren bei großtechnischen Prozessen eingesetzt.
  • Eisenoxide finden als Pigmente Verwendung.

Herstellung

  • Eisen wird durch Reduktion der geschmolzenen Erze, heute fast ausschließlich im Hochofen, gewonnen.

Analytik

Identität

Arzneibuchmethode A (Nachweis für Fe2+ als Turnbulls Blau)

Durchführung
  • Die Lösung einer Menge Substanz, die etwa 10 mg zweiwertigem Eisen entspricht, in 1 ml Wasser R oder 1 ml der vorgeschriebenen Lösung wird verwendet. 
  • Wird die Lösung mit 1 ml Kaliumhexacyanoferrat(III)-Lösung R (K3[Fe(CN)6]-Lösung) versetzt, entsteht ein tiefblauer Niederschlag, der sich nach Zusatz von 5ml verdünnter Salzsäure R nicht löst.
Bemerkungen
  • Eisen(III)-Ionen führen zu einer braunen Färbung.
  • Die Reaktion ist äußerst empfindlich.

Arzneibuchmethode B (Nachweis für Fe3+)

Durchführung
  • Eine Menge Substanz, die etwa 1 mg dreiwertigem Eisen entspricht, wird in 30 ml Wasser R gelöst. 
  • Werden 3 ml der Lösung oder 3 ml der vorgeschriebenen Lösung mit 1 ml verdünnter Salzsäure R und 1ml Kaliumthiocyanat-Lösung R versetzt, entsteht eine Rotfärbung. 
  • 1 ml Lösung wird mit 5 ml Isoamylalkohol R oder Ether R versetzt, geschüttelt und stehen gelassen; die organische Phase färbt sich rosa.
  • Wird ein weiterer Milliliter der Lösung mit 2 ml Quecksilber(II)-chlorid-Lösung R versetzt, verschwindet die Rotfärbung.

Arzneibuchmethode C  (Nachweis für Fe3+ als Berliner Blau)

Durchführung
  • Wird eine in 1 ml Wasser R gelöste Menge Substanz, die mindestens 1 mg dreiwertiges Eisen enthält, oder 1 ml der vorgeschriebenen Lösung mit 1 ml Kaliumhexacyanoferrat(II)-Lösung R versetzt, entsteht ein blauer Niederschlag, der sich nach Zusatz von 5ml verdünnter Salzsäure R nicht löst.
Bemerkungen
  • Die Reaktion mit der K4[Fe(CN)6]-Lösung sollte sofort eine tiefblaue Färbung ergeben, um als Nachweis für Eisen(III) dienen zu können.
  • Eisen(II)-Ionen ergeben einen weißlichen bis hellblauen Niederschlag aus Fe2[Fe(CN)6]2, der sich an der Luft durch Oxidation schnell ebenfalls dunkelblau färbt.

Als K4[Fe(CN)6] (Nachweis für Fe2+)

Durchführung
  • Die neutrale Probelösung wird mit KCN-Lösung versetzt. 
  • Es entsteht zuerst ein brauner Niederschlag aus Fe(CN)2, der sich beim vorsichtigen Erwärmen und der weiteren Zugabe von KCN wieder löst. 
Bemerkungen
  • Der Niederschlag wandelt sich beim Erhitzen in K4[Fe(CN)6] um, das auch als gelbes Blutlaugensalz bezeichnet wird.

Phosphorsalzperle

Oxidationsflamme
  • heiß: gelb (schwach)
  • kalt: farblos, gelbrot - rotbraun (bei starker Sättigung)
Reduktionsflamme
  • grün (sehr schwach)
Bemerkungen
  • kein Hinweis auf Oxidationsstufe

Grenzprüfung

Arzneibuchmethode

Durchführung
Bedingung
  • Nach 5 min darf die zu prüfende Lösung nicht stärker rosa gefärbt sein als die Referenzlösung.
Bemerkungen
  • Die Reaktion funktioniert mit Eisen(III) nicht so gut, weshalb es zuerst reduziert wird:

    2 Fe3+ + 2 C2H4O2S 2 Fe2+ + 2 H+ + C4H6O4S2

  • Die zugesetzte Citronensäure dient als Puffer und verhindert zusätzlich die Ausfällung des Eisens als Hydroxid (Fe(OH)3)
Reaktion

Fe2+ + 2 HS-CH2-COOH + 2 NH3 2 NH4+ +

8 NH4+ + 4+ O2 4 NH4+ + 2 + 2 H2O

Biologie

Bemerkungen

 

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