сярна: FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O азотна: 3FeO + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3 + NO + 5H 2 O Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2

Използват се в производството на магнитни носители (магнитни ленти за аудио, видео и компютърна техника, флопи дискове, твърди магнитни дискове).

Фондация Уикимедия. 2010 г.

Вижте какво представляват „железни оксиди“ в други речници:

ЖЕЛЕЗНИ ОКСИДИ: FeO Fe2O3 и Fe3O4. Естествените железни оксиди (хематит и магнетит) са суровини за производството на желязо. Използват се в производството на магнитни материали, като пигменти, компоненти на облицовъчна керамика... Голям енциклопедичен речник

ЖЕЛЕЗНИ ОКСИДИ: FeO, Fe2O3 и Fe3O4. Естествените железни оксиди (хематит и магнетит) са суровини за производството на желязо. Използват се в производството на магнитни материали, като пигменти, компоненти на облицовъчна керамика... енциклопедичен речник

ЖЕЛЕЗНИ ОКСИДИ- водонеразтворими съединения FeO, Fe203 и тяхната смес Fe304 (в природата минералът магнетит), които се използват за производството на чугун, стомана, ферити и др. Голяма политехническа енциклопедия

FeO, Fe2O3 и Fe3O4. Естествените железни оксиди (хематит и магнетит) са суровини за производството на желязо. Използват се в производството на магнитни материали, като пигменти, компоненти на облицовъчна керамика... енциклопедичен речник

Съединения на желязото, неразтворими във вода: черен FeO (остарял железен оксид), tnl 1368 °C; черен Fe2O3 (остарял железен оксид, в природата минералът магнетит), tnl 1538 °C; жълт, кафяв или тъмночервен Fe3O4 (в природата минералът е хематит или ... Голям енциклопедичен политехнически речник

FeO оксид (техника на вюстит). В кристален Решетката на вюстита има свободни места и нейният състав съответства на FexO, където x = 0,89 0,95; Ниво на температурна зависимост на налягането на разлагане: log p(O2, в mmHg) = 26730/T+ 6,43 (T > 1813 K);… … Химическа енциклопедия

FeO, Fe2O3 и Fe3O4. Натурални течности (хематит и магнетит) суровини за производство на желязо. Използват се в производството на магически материали, материали, като пигменти, компоненти на облицовъчна керамика... Естествени науки. енциклопедичен речник

ОКСИДИ: FeO (черен, точка на топене 1369°C); Fe2O3 (от тъмночервен до черновиолетов или кафяв цвят, точка на топене 1565°C; минерал хематит и др.); Fe3O4 (черен, точка на топене 1594°C; минерал магнетит). Естествените железни оксиди са суровини при производството на желязо,... ... Съвременна енциклопедия

Вижте Железни оксиди... Химическа енциклопедия

ЖЕЛЕЗНИ ОКСИДИ, едно от трите съединения, съществуващи в три състояния: железен (II) оксид (железен оксид, FeO); железен (III) оксид (железен оксид, Fe2O3), който се среща естествено като ХЕМАТИТ; и железен оксид (Fe3O4), който... ... Научно-технически енциклопедичен речник

ВЪВЕДЕНИЕ

Тази работа е посветена на изследването на свойствата на железен (III) оксид Fe 2О 3, известен също като минерали: хематит ( ?-Фе 2О 3), лимонит (Fe 2О 3H2O), е част от магнетита (FeOFe2 О 3).

Темата на курсовата работа е от практически и теоретичен интерес. Проектът ще бъде полезен за предприятия, синтезиращи Fe 2О 3в индустриален мащаб.

Проектът е полезен и като колекция от информация за желязото, някои от неговите оксиди, по-специално железен (III) оксид, и минералите, които го съдържат.

Цели, които трябва да бъдат постигнати след завършване на проекта: събиране на най-пълната информация за железен (III) оксид, изучаване на неговите свойства и методи за синтез.

Цели на проекта:

Съберете пълна и актуална информация по темата.

Изучете свойствата на желязото и неговия оксид (III) Fe 2О 3, въз основа на които можете да научите за употребата на тези вещества.

В ракетното моделиране се използва за производство на катализирано карамелено гориво, което има скорост на изгаряне с 80% по-висока от конвенционалното гориво.

Той е основният компонент на червения олово (колкотар).

2 Колкотар

Kolkotar - кафява минерална боя. Други имена: парижка или английска червена боя, caput mortuum vitrioli, минзухар, червено олово; в алхимията - червен лъв.

Съставът на kolkotar е повече или по-малко чист безводен железен оксид. Въпреки че безводният железен оксид се намира в природата в много големи количества (червена желязна руда, железен блясък), ценни разновидности на тази боя се произвеждат изкуствено или се получават като страничен продукт при извличане на киселината на Нордхаузен от железен сулфат, както и при калциниране на основни железни сулфидни соли, отделени от разтвора при приготвяне на железен сулфат от витриолен камък.

4.3 Получаване и синтез

Fe 2О 3се образува при калциниране във въздуха на всички хидрати и кислородни съединения на желязото, както и Fe(NO 3)3и FeSO 4. Така, например, те се калцинират в продължение на 2 часа. на пълен пламък на Бунзенова горелка Fe(OH) 3, получен по метода на G. Güttig и G. Garside.

Fe(OH) 3= Fe 2O3 + 3H 2О

Според указанията на D.N. Finkelshtein, 100 g Fe(NO 3)39H 2O се нагрява в голям порцеланов тигел на електрически котлон. Първоначално солта се топи тихо, образувайки кафява течност, която постепенно се изпарява. При 121° течността започва да кипи, отделяйки постоянно кипяща 68% HNO3.

Постепенно течността започва да се сгъстява и е необходимо често разбъркване, за да се избегнат удари и пръски. Започвайки от 130°, течността се разбърква непрекъснато с порцеланова шпатула и се сгъстява, образувайки паста (без разбъркване течността изведнъж се втвърдява в твърда маса). При 132° пастата незабавно се разпада на прах, като продължава да отделя HNO3 пари.

Без да спирате да бъркате, продължете да нагрявате до пълно изсъхване; целият процес отнема 20-25 минути. Сухата маса се смила, прехвърля се в тигел и се калцинира в муфел при 600-700 ° в продължение на 8-10 часа. Ако първоначалният железен нитрат е с достатъчна чистота, полученият продукт отговаря на квалификация x. ч. Добив 95-98% теоретичен, т. е. около 19 g.

За да се получи чист препарат, изчисленото количество горещ разтвор на оксалова киселина се добавя към разтвор на железна сол, нагрят до кипене, и железната оксалова киселина се утаява. Филтрира се, измива се обилно с вода, суши се и се калцинира на въздух при непрекъснато разбъркване. Добив 90-93% теоретичен. Полученият препарат съдържа 99,79-99,96% Fe2O 3.

Разтвор от 500 g Fe(NO 3)3 9N 2Около 2 литра вода. Не много силен ток NH се пропуска през тръба, стигаща до дъното на съда. 3, измити с алкали и вода. Разбърквайте течността от време на време, като използвате тръба за изпускане на газ.

След завършване на утаяването течността се оставя да се утаи, разтворът се декантира и утайката се промива с гореща вода, докато NO се отстрани. 3в промивни води. Измит Fe(OH) 3изсушава се в порцеланови чаши, след което се калцинира за 5-6 часа. при 550-600°. Добив 96 g (96-97% теоретичен).

При получаване на Fe 2О 3, който служи като суровина за получаване на Fe с висока чистота, изходният железен нитрат трябва да бъде изключително чист. Чрез повтаряща се прекристализация на Fe(NO 3)39N 2O Cleaves и Thompson получават препарат, съдържащ само 0,005% Si и по-малко от 0,001% други примеси.

Според Бранд най-препоръчително е да се започне от химически чисто желязо. Последният се разтваря в HCl, разтворът се обработва със сероводород при нагряване, филтрира се и двувалентното желязо във филтрата се окислява до фери желязо чрез кипене с малко количество HNO 3. Сместа се изпарява два пъти с концентрирана НС1 и след разтваряне на остатъка в излишък от разредена НС1, разтворът се разклаща няколко пъти с етер в голяма делителна фуния.

Ако изходният материал съдържа Co, тогава съдържанието на фунията се оставя да се утаи, долният (воден) слой се отцежда през крана и част от обема на сместа, получена чрез разклащане на HCl (спец. 1.104) с етер, се добавя се към етерен екстракт, останал във фунията. Разклатете енергично, изсипете отново долния слой и повторете операцията.

Пречистеният етерен екстракт се филтрува, етерът се дестилира (или просто се отстранява чрез нагряване във водна баня), а останалият разтвор на FeCl 3изпарете няколко пъти с HNO 3. Последното изпаряване се извършва с добавяне на NH4NO 3.

Препоръчително е изпаряването да се извършва в плоска порцеланова чаша.

След изпаряването остава крехка солена маса, която лесно се отделя от чашата. Стрива се в хаванче и се калцинира умерено на порции по 40-50 г в платинена чашка. Остатъкът се смесва няколко пъти със сух амониев карбонат и отново се нагрява при ниска червена температура, като се разбърква често.

Тази операция се повтаря до приблизително постоянно тегло (не може да се постигне точно постоянно тегло, тъй като малко количество Fe 2О 3отнесени по двойки (NH 4)2CO 3).

железен метален оксид минерал

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Целите, поставени в началото на изследователската работа, бяха напълно постигнати:

)Събрана е информация за желязото, неговите оксиди и минерали:

Желязото е ковък, сребристо-бял метал с висока реактивност. Съединението проявява степени на окисление +2, +3, +6. Има оксиди: Fe +2О, Фе 2+3О 3, Fe 3О 4 (Fe +2O·Fe +32О 3). Железен(III) оксид Fe 2О 3Освен че се получава по синтетичен път, той може да се намери в естествени рудни находища. Влиза в състава на някои минерали като хематит, лимонит, магнетит.

)Изследвани са свойствата на Fe 2О 3и се правят изводи за приложението му:

Веществото Fe 2О 3използва се за получаване на чисто, леко окисляемо желязо чрез редукция с водород, както и в електронни носители за съхранение (поради магнетизъм), като полиращ агент (червен минзухар) за стомана и стъкло, в хранително-вкусовата промишленост и е основният компонент на колкотар (тъй като съединението е оцветител).

)Изследвани са няколко метода за синтезиране на веществото. Най-високият добив на продукта е 98% от теоретичния. Този резултат може да бъде постигнат с помощта на метода на D.N. Финкелщайн, чрез нагряване на Fe(NO 3)39H 2O в голям порцеланов тигел на електрически котлон при непрекъснато разбъркване.

БИБЛИОГРАФИЯ

1) Рипан Р. Неорганична химия: В 2 тома/Р. Рипан, И. Четяну; Превод от стаята Д.Г. Батира, Х.М. Харитон; Изд. В И. Спицына, И.Д. Коли. - М.: Издателство "Мир" 1972. - 2 кн.

)Кнунянц И.Л. Кратка химическа енциклопедия: В 5 тома / Изд. броя I Л. Кнунянц (ред.) и др. - М.: Издателство "Съветска енциклопедия", 1967 г. - 5 т.

)Лидин, Р.А. Химични свойства на неорганичните вещества: учебник. ръководство за университети / R.A. Лидин, Молочко, Л. Л. Андреева. Изд. Р.А. Лидина.- М.: Химия, 2000 г. - 480 с.

)Некрасов Б.В. Основи на общата химия T. I. изд. 3-то, рев. и допълнителни Издателство "Химия", 1973 г. - 656 с.

)Реми Г. Курс по неорганична химия в 2 тома / Г. Реми; А.П. Григориева, А.Г. Риков; Изд. А.В. Новоселова. - М.: Издателство "Мир", 1966 - 2 кн.

)Paffengoltz K.N. Геологически речник: в 2 тома / Ред. com. К.Н. Paffengoltz (главен редактор), L.I. Боровиков, А.И. Жамайда, И.И. Краснов и др.-М.: Издателство Недра, 1978 г. - 2 т.

)Ефимов А.И. Свойства на неорганичните съединения. Справочник / A.I. Ефимов и др.- Л.: Химия, 1983 г. - 392 с.

) Брауер Г. Ръководство по неорганичен синтез: в 6 тома. от немски/Ред. Г Брауър. - М.: Издателство "Мир", 1985 г. - 6 тома.

)Карякин Ю.В. Чисти химически реактиви / Ю.В. Карякин, И.И. Ангелов. - М.: Държавно научно-техническо издателство за химическа литература, 1955 г. - 585 с.

) Ключников Н.Г. Семинар по неорганичен синтез. - М.: Издателство "Просвещение", 1979 г. - 271 с.

)Терентиева Е.А. Неорганични синтези: В 2 тома / Прев. от английски Е.А. Терентьева, изд. DI. Рябчикова, - М.: Издателство за чуждестранна литература, 1951 г. - 2 кн.

) Глинка Н.Л. Обща химия: Учебник за ВУЗ. - 23-то изд., преработено / Изд. В.А. Робинович. - Л.: Химия 1983-704 с.: ил.

)Захаров Л.Н. Началото на лабораторните техники. - Л.: Химия, 1981 - 192 с.

) Спицин В.И. Неорганична химия. Част I: Учебник - М.: Издателство на Московския държавен университет, 1991 г. - 480 с.: ил.

) Рабинович В.А. Кратък химичен справочник. - Л.: Химия, 1977.

)Ахметов Н.С. Обща и неорганична химия. - М.: Висше училище, 2004.

) Карапетянц М.Х., Дракин С.И. Обща и неорганична химия. - М.: Химия, 1981.

) Уъркшоп по обща и неорганична химия / Изд. Воробьова А.А., Дракина С.И. - М.: Химия, 1984.

)Жарски И.М., Новиков Г.И. Физични методи на изследване в неорганичната химия. - М.: Висше училище, 1988.

)Краснов К.С. Молекули и химично свързване. - М.: Висше училище, 1974.

) Котън Ф., Уилкинсън Дж. Основи на неорганичната химия. - М.: Издателство "Мир", 1979 г.

)Исидоров В.А. Химия на околната среда. - Санкт Петербург: Химиздат, 2001.

) Котън Ф., Уилкинсън Дж. Съвременна неорганична химия. Част 1 М.: Мир, 1969.

) Черен дроб Е. Електронна спектроскопия на неорганични съединения, М.: Мир, 1987, 2 тома.

)Лидин Р.А. и др.. Химични свойства на неорганичните вещества. - 3-то издание, рев. - М.: Химия, 2000 г. - 480 с.

)Трифонов Д.Н., Трифонов В.Д. Как са открити химичните елементи - М.: Образование, 1980 г.

)Химия: Справ. изд. / W. Schröter, K.-H. Lautenschläger, H. Bibrak et al.: Trans. с него. 2-ро изд., стереотип. - М.: Химия, 2000.

Автор: Химическа енциклопедия И. Л. Кнунянц

ЖЕЛЕЗНИ ОКСИДИ . Оксид FeO (в технологията - вюстит). В кристален решетката на вюстита има свободни възли и нейният състав съответства на формулата F x O, където x = 0,89-0,95; уравнение за температурната зависимост на налягането на разлагане: log p(O 2, в mm Hg) = - 26730/T+ 6,43 (T > 1813 K); вижте също таблицата. Практически неразтворим във вода, разтворим в киселини и алкални разтвори. Лесно се окислява; пирофорен След калциниране химическата активност и пирофорността на FeO намаляват. В природата йоцитът е изключително рядък минерал. Получава се чрез редуциране на Fe 2 O 3 с водород или CO или чрез калциниране в атмосфера на N 2 2FeC 2 O 4 * 3H 2 O. Fe 2 O 3 сесквиоксид съществува в три полиморфни модификации: най-стабилният а (минерал хематит) , g (магемит, оксимагнетит) и d (с тригонална кристална решетка); температури на преход a : g 677°С, g : d 777°С; D H 0 преход a : g 0,67 kJ/mol. За модификацията a -Fe 2 O 3, уравнението за температурната зависимост на налягането на разлагане е: log p(O 2, в mmHg) = - 10291/T+ 5,751gT - 1,09 * 10 - 3 T -0,75 * 10 5 Т - 2 - 12.33; разтворим в солна и сярна киселина, слабо разтворим в HNO 3 ; парамагнитен, точка на Неел 953 K. Модификациите g - и d -Fe 2 O 3 са феримагнитни; g -Fe 2 O 3 се образува по време на нискотемпературното окисление на Fe 3 O 4 и Fe, d -Fe 2 O 3 може да се получи чрез хидролиза и окисление на разтвори на Fe (II) соли. Fe (II,III) оксид - съединение с формула Fe 3 O 4 или FeO * Fe 2 O 3, Fe II (Fe III O 2) 2 (минерал магнетит), разлага се при нагряване; при 627 °C формата a се трансформира в b; уравнение за температурната зависимост на налягането на разлагане: logp(O 2, в mm Hg) = = - 33265/T+ 13,37 (T > 843 K); феримагнетик, точка на Кюри 900 K; има висока електрическа проводимост. Разтворим е в киселини, за да образува Fe(II) и Fe(III) соли; естественият магнетит, калциниран при 1200-1300 °C, е практически неразтворим в киселини и техните смеси. При нагряване на въздух се окислява до Fe 2 O 3 . Получава се чрез действието на водна пара върху горещо желязо, редукцията на Fe 2 O 3 и окисляването на FeO. ЖЕЛЕЗНИ ОКСИДИ o. съответства на серия от хидроксиди. Fe (OH) 2 хидроксид се образува при действието на алкали върху водни разтвори на Fe (II) соли; бързо се окислява до FeO(OH). Разтворимост във вода 0,00015 g на 100 g (18 ° C), разтворим в киселини, алкални разтвори с образуване на хидроксоферати (II), например Na 2 и разтвори на NH 4 Cl. Fe (III) хидроксидите образуват редица кафяви железни руди в природата: хидрохематит Fe 2 O 3 * 0,1 H 2 O (твърд разтвор на вода в хематит), турит 2Fe 2 O 3 * H 2 O (фина механична смес от гьотит и хидрохематит), гьотит a -FeO(OH) или Fe 2 O 3 * H 2 O, лепидокроцит g -FeO (OH), хидрогетит 3Fe 2 O 3 * 4H 2 O, лимонит 2Fe 2 O 3 * 3H 2 O, ксантосидрит Fe 2 O 3 * 2H 2 O и лимнит Fe 2 O 3 * 3H 2 O (твърди разтвори на вода в гьотит).

Лимнитът съвпада по състав с чл. хидрогел Fe (OH) 3, получен чрез утаяване с алкали от разтвори на Fe (III) соли. При калциниране Fe хидроксидите се трансформират в a-Fe 2 O 3. Хидроксидът Fe(OH) 3 е много слаба основа; амфотерни, когато се комбинират с алкали или основни оксиди, те образуват соли на желязна киселина НFeO 2, които не се освобождават в свободно състояние - ферати (III) или ферити, например NaFeO 2 . Когато Fe (OH) 3 се окислява в алкална среда със силни окислители, се образуват соли на несъществуваща желязна киселина H 2 FeO 4 (FeO 3 триоксид също е неизвестен) - ферати (VI), например K 2 FeO 4 , - червено-виолетови кристали; при 120-200 °C се разлагат на Fe 2 O 3, M 2 O и O 2; по-силни окислители от KMnO4. Природата оксиди и хидроксиди на Fe - суровини при производството на Fe, естествени и синтетични - минерални пигменти (виж Желязна слюда, Пигменти от железен оксид, Желязно олово, Мумия, Охра, Умбра); FeO е междинен продукт при производството на Fe и ферити, компонент на керамиката и топлоустойчивите емайллакове; a -Fe 2 O 3 - компонент на облицовъчна керамика, цимент, термит, абсорбира. маси за пречистване на газове, полиращи материали (минзухар), използвани за производство на ферити; g -Fe 2 O 3 - работен слой от магнитни ленти; Fe 3 O 4 - материал за електроди при електролиза на хлориди на алкални метали, компонент на активната маса на алкални батерии, цветен цимент, облицовъчна керамика, термит; Fe(OH) 2 е междинен продукт при производството на ЖЕЛЕЗНИ ОКСИДИ o. и активна маса желязо-никелови батерии; Fe(OH) 3 е компонент на абсорбционна маса за пречистване на газове, катализатор в органичния синтез.

Химическа енциклопедия. Том 2 >>

ЖЕЛЕЗНИ ОКСИДИ Оксид FeO (в технологията - вюстит). В кристален в решетката на вюстита има свободни възли и нейният състав съответства на формулата Fe x O, където x = 0,89-0,95; ниво на температурна зависимост на налягането на разлагане: log p(O 2, в mm Hg) = - 26730/T+ 6,43 (T > 1813 K); вижте също таблицата. Практически неразтворим във вода, добре разтворим. в разтвори на основи. Лесно се окислява; пирофорен След калциниране на химикала активността и пирофорността на FeO намалява. В природата йоцитът е изключително рядък минерал. Получава се чрез редуциране на Fe 2 O 3 с водород или CO или чрез калциниране в атмосфера на N 2 2FeC 2 O 4 .3H 2 O. Fe 2 O 3 сесквиоксид съществува в три полиморфни модификации: макс. стабилни a (минерал хематит), g (магемит, оксимагнетит) и d (с тригонална кристална решетка); температури на преход a: g 677°С, g: d 777°С; DH 0 преход a: g 0,67 kJ/mol. За модификацията на a-Fe 2 O 3, нивото на температурна зависимост на налягането на разлагане: log p(O 2, в mm Hg) = - 10291/T+ 5.751gT - 1.09.10 - 3 T -0.75.10 5 T - 2 - 12.33 часа; сол. в солна и сярна киселина, слабо в HNO 3; парамагнитен, точка на Неел 953 K. Модификациите g- и d-Fe 2 O 3 са феримагнитни; g-Fe 2 O 3 се образува по време на нискотемпературното окисление на Fe 3 O 4 и Fe, d-Fe 2 O 3 m.b. получени чрез хидролиза и окисление на разтвори на Fe(II) соли. Fe(II,III) оксид - комп. f-ly Fe 3 O 4, или FeO.Fe 2 O 3, Fe II (Fe III O 2) 2 (минерал магнетит), когато се нагрява. разлага се; при 627 °C а-формата преминава в b; Ниво на температурна зависимост на налягането на разлагане: logp(O 2, в mmHg Art.) = = - 33265/T+ 13.37 (T > 843 K); феримагнетик, точка на Кюри 900 K; има висока електрическа проводимост. Sol. в смеси с образуване на Fe(II) и Fe(III) соли, калцинирани при 1200-1300 °C околна среда. магнетитът е практически неразтворим. в съединения и техни смеси. При нагряване във въздуха се окислява до Fe 2 O 3. Получава се чрез действието на водна пара върху горещо желязо, редукцията на Fe 2 O 3 и окисляването на FeO. J. o. съответства на серия от хидроксиди. Fe (OH) 2 хидроксид се образува при действието на алкали върху Fe (II) соли; бързо се окислява до FeO(OH). R-стойност във вода 0,00015 g на 100 g (18°C), разтвор. в алкални разтвори с образуването на хидроксоферати (II), например. Na 2 и разтвор на NH 4 Cl. Fe(III) хидроксидите образуват редица кафяви железни руди в природата: хидрохематит Fe 2 O 3 .0.1H 2 O (твърд разтвор на вода в хематит), турит 2Fe 2 O 3 .H 2 O (тънка механична смес от гьотит и хидрохематит), гьотит a-FeO(OH) или Fe 2 O 3 .H 2 O, лепидокроцит g-FeO(OH), хидрогетит 3Fe 2 O 3 .4H 2 O, лимонит 2Fe 2 O 3 .3H 2 O, ксантосидрит Fe 2 O 3 .2H 2 O и лимнит Fe 2 O 3 .3H 2 O (твърди разтвори на вода в гьотит).

Лимнитът съвпада по състав с чл. хидрогел Fe (OH) 3, получен чрез утаяване с алкали от разтвори на Fe (III) соли. При калциниране Fe хидроксидите се трансформират в a-Fe 2 O 3 . Хидроксидът Fe(OH) 3 е много слаба основа; амфотерни, когато се комбинират с основи или основни оксиди, те образуват соли, които не са изолирани в свободен вид. състояние на железни съединения HFeO 2 - ферати (III), или ферити,напр NaFeO2. Когато Fe (OH) 3 се окислява в алкална среда със силни окислители, се образуват соли на несъществуващата желязна киселина H 2 FeO 4 (триоксидът на FeO 3 също е неизвестен) - например ферати (VI). K 2 FeO 4 - червено-виолетови кристали; при 120-200 °C се разлагат на Fe 2 O 3, M 2 O и O 2; по-силни окислители от KMnO4. Природата Fe оксиди и хидроксиди - суровини в производството на Fe, естествени и синтетични - минерални. пигменти (вж Желязна слюда, пигменти от железен оксид, червено олово, мумия, охра, умбра); FeO - интерм. продукт в производството на Fe и ферити, компонент на керамика и термоустойчиви емайллакове; a-Fe 2 O 3 - компонент на облицовъчна керамика, цимент, термит, ще абсорбира. маси за пречистване на газове, полиращи материали (минзухар), използвани за производство на ферити; g-Fe 2 O 3 - магнитен работен слой. панделки; Fe 3 O 4 - материал за електроди при електролиза на хлориди на алкални метали, компонент на активната маса на алкални батерии, цветен цимент, облицовъчна керамика, термит; Fe(OH) 2 -междинно съединение. продукт при получаване на течност o. и активна маса желязо-никелови батерии; Fe(OH) 3 - компонент на абсорбционна маса за пречистване на газ, катализатор в орг. синтез. Лит.:виж по чл. Желязо. Е. Ф. Вегман. Химическа енциклопедия. - М.: Съветска енциклопедия Изд. И. Л. Кнунянц 1988

Е-172 Железни оксиди и хидроксиди– хранителна добавка, багрило.

Характеристика:

Железните оксиди, неорганичните пигменти, са химически съединения на желязото и кислорода. Добавка в хранително-вкусовата промишленост Е-172използва се като багрило за оцветяване на храни в жълто, оранжево, червено, кафяво и черно. Известни са общо 16 вида железни оксиди и хидроксиди. В хранително-вкусовата промишленост обаче се използват 3 форми на оксиди, за да се придадат различни нюанси на продуктите: Е-172(i) - Железен (II,III) оксид е сложен оксид, който едновременно съдържа железни (II) и железни (III) йони. Той има химическа формула Fe3O4 и се среща естествено като минерал магнетит. Боядисва го в черно. Е-172(ii) - Железен (III) оксид с химична формула Fe2O3. Среща се в природата като минерал хематит. На общ език - ръжда. Оцветява го в червено. Е-172(iii) - Железен (II) оксид с химична формула FeO. Среща се в природата като минерал вюстит. Цветове жълти. Те са силно разтворими в концентрирани неорганични киселини, неразтворими във вода, органични разтворители и растителни масла. Много добра устойчивост на светлина, топлина и основи, добра устойчивост на плодови киселини. Железните оксиди се срещат естествено, но се използват в хранително-вкусовата промишленост за производство на добавки Е-172Те използват метода на калциниране на железни (II) и (III) оксиди или чрез взаимодействие на желязо с водна пара при високи температури под 570°C.

Приложение:

Железни оксиди и хидроксидишироко разпространени в природата и използвани от хората в различни сфери на производството. ТЕГЛО железни оксиди и хидроксиди (Е-172) са одобрени за всички QS храни. В Руската федерация добавката е разрешена като оцветител в хранителни продукти в съответствие с TI в количества в съответствие с TI (клаузи 3.2.14,3.11.3 SanPiN 2.3.2.1293-03). Железните оксиди се използват предимно за оцветяване на дражета, декорации и покрития в дозировка около 0,1 g/kg. В допълнение към хранителната промишленост се използват железни оксиди:

• в металургичната промишленост като суровина за производството на метали;
• в бояджийската и лаковата промишленост като пигмент в бои и покрития;
• в химическата промишленост като катализатори;
• в козметичната индустрия за придаване на желаните нюанси на козметичните продукти (за боядисване на мигли, основа, грим и пудра);
• във фармацевтиката за производство на лекарства, които повишават нивото на хемоглобина, за оцветяване на фармацевтични продукти под формата на дражета, прахове и кремове. И железни оксиди и хидроксидиизползвани за оцветяване на тоалетен сапун, като пигменти при боядисване, оцветен цимент и като компоненти на облицовъчна керамика.

  Въздействие върху човешкото тяло:

  Максимално допустим дневен прием на добавката Е-172е 0,5 mg/kg човешко телесно тегло. В малки дози желязото е полезно за организма (повишава нивото на хемоглобина в кръвта). Но при предозиране на желязо може да причини значителна вреда на здравето. Когато концентрациите на желязо в тялото са високи, се произвеждат свободни радикали, които могат да доведат до инфаркти и инсулти. Освен това натрупването на желязо в черния дроб провокира рак на черния дроб, но това е типично за хора с генетично заболяване хемохроматоза. В здрав организъм, при разумни дози прием на желязо, то не причинява никаква вреда на човешкия организъм.

Човешкото тяло съдържа около 5 g желязо, по-голямата част (70%) е част от кръвния хемоглобин.

Физични свойства

В свободно състояние желязото е сребристо-бял метал със сивкав оттенък. Чистото желязо е пластично и има феромагнитни свойства. В практиката обикновено се използват железни сплави - чугун и стомана.

Fe е най-важният и най-разпространеният елемент от деветте d-метала от подгрупа VIII. Заедно с кобалта и никела образува „желязното семейство“.

Когато образува съединения с други елементи, често използва 2 или 3 електрона (B = II, III).

Желязото, както почти всички d-елементи от група VIII, не проявява по-висока валентност, равна на номера на групата. Максималната му валентност достига VI и се появява изключително рядко.

Най-типичните съединения са тези, в които Fe атомите са в степен на окисление +2 и +3.

Методи за получаване на желязо

1. Техническото желязо (легирано с въглерод и други примеси) се получава чрез карботермична редукция на естествените му съединения по следната схема:

Възстановяването става постепенно, на 3 етапа:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO 2

Чугунът, получен в резултат на този процес, съдържа повече от 2% въглерод. Впоследствие чугунът се използва за производството на стомана - железни сплави, съдържащи по-малко от 1,5% въглерод.

2. Много чисто желязо се получава по един от следните начини:

а) разлагане на Fe пентакарбонил

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) редукция на чист FeO с водород

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

в) електролиза на водни разтвори на Fe +2 соли

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

железен (II) оксалат

Химични свойства

Fe е метал със средна активност и проявява общи свойства, характерни за металите.

Уникална характеристика е способността да "ръждясва" във влажен въздух:

При липса на влага със сух въздух желязото започва да реагира забележимо само при T> 150 ° C; при калциниране се образува "желязна скала" Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Желязото не се разтваря във вода при липса на кислород. При много високи температури Fe реагира с водна пара, измествайки водорода от водните молекули:

3 Fe + 4H 2 O(g) = 4H 2

Механизмът на ръждясване е електрохимична корозия. Продуктът от ръжда е представен в опростена форма. Всъщност се образува хлабав слой от смес от оксиди и хидроксиди с променлив състав. За разлика от филма Al 2 O 3, този слой не предпазва желязото от по-нататъшно разрушаване.

Видове корозия

Защита на желязото от корозия

1. Взаимодействие с халогени и сяра при високи температури.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Образуват се съединения, в които преобладава йонният тип връзка.

2. Взаимодействие с фосфор, въглерод, силиций (желязото не се свързва директно с N2 и H2, но ги разтваря).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Образуват се вещества с променлив състав, като бертолиди (ковалентният характер на връзката преобладава в съединенията)

3. Взаимодействие с "неокисляващи" киселини (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Тъй като Fe се намира в серията активност вляво от водорода (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), той е в състояние да измести H 2 от обикновените киселини.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

4. Взаимодействие с "окисляващи" киселини (HNO 3, H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентрираните HNO 3 и H 2 SO 4 "пасивират" желязото, така че при обикновени температури металът не се разтваря в тях. При силно нагряване настъпва бавно разтваряне (без освобождаване на Н2).

В секцията HNO 3 желязото се разтваря, преминава в разтвор под формата на Fe 3+ катиони и киселинният анион се редуцира до NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

Много разтворим в смес от HCl и HNO3

5. Отношение към алкали

Fe не се разтваря във водни разтвори на алкали. Той реагира с разтопени алкали само при много високи температури.

6. Взаимодействие със соли на по-малко активни метали

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Реакция с газообразен въглероден оксид (t = 200°C, P)

Fe (прах) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 желязо пентакарбонил

Fe(III) съединения

Fe 2 O 3 - железен (III) оксид.

Червено-кафяв прах, n. Р. в H 2 O. В природата - "червена желязна руда".

Методи за получаване:

1) разлагане на железен (III) хидроксид

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) изпичане на пирит

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) разлагане на нитрати

Химични свойства

Fe 2 O 3 е основен оксид с признаци на амфотерност.

I. Основните свойства се проявяват в способността да реагират с киселини:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe 2 O 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Слаби киселинни свойства. Fe 2 O 3 не се разтваря във водни разтвори на алкали, но когато се слее с твърди оксиди, алкали и карбонати, се образуват ферити:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 - суровина за производство на желязо в металургията:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO или Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - железен (III) хидроксид

Методи за получаване:

Получава се чрез действието на алкали върху разтворими Fe 3+ соли:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

По време на приготвянето Fe (OH) 3 е червено-кафява слузесто-аморфна утайка.

Fe (III) хидроксид също се образува по време на окисляването на Fe и Fe (OH) 2 във влажен въздух:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Fe(III) хидроксид е крайният продукт от хидролизата на Fe 3+ соли.

Химични свойства

Fe(OH)3 е много слаба основа (много по-слаба от Fe(OH)2). Показва забележими киселинни свойства. По този начин Fe (OH) 3 има амфотерен характер:

1) реакциите с киселини протичат лесно:

2) прясна утайка от Fe(OH) 3 се разтваря в горещ конц. разтвори на KOH или NaOH с образуването на хидроксокомплекси:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

В алкален разтвор Fe (OH) 3 може да се окисли до ферати (соли на желязна киселина H 2 FeO 4, които не се освобождават в свободно състояние):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Fe 3+ соли

Най-важните практически са: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe (NO 3) 3, Fe (SCN) 3, K 3 4 - жълта кръвна сол = Fe 4 3 Пруско синьо (тъмно синя утайка)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 тиоцианат Fe(III) (кървавочервен разтвор)

Характеристики и разписка

E172 е хранителен оцветител, който съчетава три форми на железни оксиди. Той е без мирис и вкус, изглежда като прах или паста. Гамата от нюанси е черно, кафяво, червено, оранжево, жълто. Железните оксиди съществуват в естествената среда, но за промишлена употреба те използват синтетичен метод за производство на E172.

Има 16 форми на железни оксиди, но само три се използват в хранително-вкусовата промишленост:

Веществото е силно разтворимо в неорганични киселини и неразтворимо във вода, органични разтворители и растителни масла. Запазва свойствата си при излагане на светлина, топлина, плодови киселини и основи.

Предназначение

Железният оксид участва в производството на храни, като им придава необходимата сянка. Веществото служи като траен пигмент в боите. Действа като суровина за производството на метали. Добавката се използва в козметологията, фармацевтичната и химическата промишленост.

Въздействие върху здравето на човешкото тяло: ползи и вреди

Добавката E172 не е вредна за здравето, ако се консумира в рамките на установената норма. Не повече от 0,5 mg от веществото на килограм тегло може да влезе в тялото на ден. Прекомерното желязо води до образуването на свободни радикали, които могат да причинят инфаркт, миокарден инфаркт и инсулт.

При пациенти с хемохроматоза натрупването на желязо може да предизвика развитие на рак на черния дроб. Но багрилото E172, което съдържа желязо, веднъж в здраво тяло, се преработва напълно и се екскретира. По този начин не вреди на здравето, ако се спазва предписаната дозировка.

Области на приложение

Хранителната промишленост включва добавката E172 в продуктите, за да ги оцвети в желания цвят. Багрилото често се използва за придаване на черен оттенък на изкуствения хайвер (особено в Русия).

Железният оксид се използва за оцветяване:

• дражета, шоколад, бонбони;
• смеси за печене;
• пастет от месо и риба;
• храна за домашни любимци;
• сладкарски изделия;
• декорации на продукти;
• млечни десерти.

Други приложения на железни оксиди:

• металургия (суровини за производство на метали);
• козметология (основа за оцветяване, пудра, боя за мигли и др.);
• фармацевтични продукти (оцветяване на лекарства под формата на кремове, прахове, дражета; за производство на лекарства, които повишават хемоглобина);
• химическа промишленост (действа като катализатор);
• производство на бои и лакове (пигмент в покрития и бои).

Съдържание в продуктите според стандартите

Таблица. Нормата за съдържанието на хранителна добавка E172 в продуктите съгласно SanPiN 2.3.2.1293-03 от 26 май 2008 г.

Хранителни продукти	Максимално ниво на съдържание на E172 в продуктите
Ароматизирани и/или ферментирали млечни напитки (какао, шоколадово мляко, кисело мляко за пиене, суроватъчни напитки)
Млечни десерти (пудинги, овкусени или плодови кисели млека)
Конфитюри, мармалади, желета
Топени сирена
Кори от зрели сирена
Десерти на основата на мазнини, с изключение на млечни
Лед за ядене (включително помпени сладкиши и шербет)
Консервирани или пастьоризирани плодове
Пасти на плодова основа
Пресни плодове с обработена повърхност
Десерти на основата на плодове (включително плодови аромати на водна основа)
Захаросани плодове
Сладкарски изделия (включително карамел, нуга, сладки)
Зърнени закуски (включително овесени ядки), десерти на основата на зърна и нишесте (например оризов пудинг, тапиока)
Сладки сосове, декорации (напр. за печене), топинги без плодове
Маслени хлебни изделия (солени, сладки, пикантни) и смеси
Пушена, сушена, ферментирала и/или осолена риба и рибни продукти, включително мекотели, ракообразни и бодлокожи
Хайвер и продукти от него, аналози на сьомга
Ядливи обвивки (напр. за колбаси)
Пресни яйца	Според РПП
Сосове и подобни продукти
Подправки и дресинги
Готови закуски на базата на картофи, нишесте, зърнени храни и брашно
Обработени ядки, ядки с черупки, смесени ядки
Бульони и супи
Напитки на водна основа и ароматизирани, включително спортни, енергийни, електролитни и гранулирани

Законодателство

Използването на багрило E172 е разрешено в почти всички страни. Използва се в Русия, Украйна, европейски страни, САЩ, Канада и много други страни.