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

Застосовуються під час виробництва магнітних носіїв інформації (магнітних стрічок для аудіо-, відео- та комп'ютерної техніки, дискет, накопичувачів на жорстких магнітних дисках).

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитися що таке "Залізо оксиди" в інших словниках:

ЗАЛІЗУ ОКСИДИ: FeO Fe2O3 та Fe3O4. Природні оксиди заліза (гематит та магнетит) сировина для отримання заліза. Застосовуються у виробництві магнітних матеріалів, як пігменти, компоненти футерувальної кераміки. Великий Енциклопедичний словник

ЗАЛІЗУ ОКСИДИ: FeO, Fe2O3 та Fe3O4. Природні оксиди заліза (гематит та магнетит) сировина для отримання заліза. Застосовуються у виробництві магнітних матеріалів, як пігменти, компоненти футерувальної кераміки. Енциклопедичний словник

ЗАЛІЗУ ОКСИДИ- не розчинні у воді сполуки FeO, Fe203 та їх суміш Fe304 (в природі мінерал магнетит), які застосовують для виробництва чавуну, сталі, феритів та ін. Велика політехнічна енциклопедія

FeO, Fe2O3 та Fe3О4. Природні оксиди заліза (гематит та магнетит) сировина для отримання заліза. Застосовуються у виробництві магнітних матеріалів, як пігменти, компоненти футерувальної кераміки. Енциклопедичний словник

Не розчиняються у воді сполуки заліза: чорний FeO (устар. закис заліза), tnл 1368 °С; чорний Fе2О3 (устар. закис окис заліза, в природі мінерал магнетит), tnл 1538 ° С; жовтий, коричневий або темно-червоний Fe3O4 (у природі мінерал гематит або … Великий енциклопедичний політехнічний словник

Оксид FeO (у техніці вюстит). У кристаліч. решітці вюститу є вакантні вузли, і його склад відповідає фле FexO, де х = 0,89 0,95; ур ня температурної залежності тиску розкладання: lg p(O2, мм рт. ст.) = 26730/T+ 6,43 (T > 1813 К);… … Хімічна енциклопедія

FeO, Fe2O3 та Fe3O4. Природні Ж. о. (гематит та магнетит) сировина для отримання заліза. Застосовуються у виробі маги, матеріалів, як пігменти, компоненти футеровочої кераміки. Природознавство. Енциклопедичний словник

ОКСИДИ: FeO (чорний, tпл 1369шC); Fe2O3 (від темно червоного до чорно-фіолетового або коричневого кольору, tпл 1565шC; мінерал гематит та ін); Fe3O4 (чорний, tпл 1594шC; мінерал магнетит). Природні заліза оксиди сировину у виробництві заліза, … Сучасна енциклопедія

Див Заліза оксиди … Хімічна енциклопедія

ОКСИДИ ЗАЛІЗУ, одна з трьох сполук, що існують у трьох станах: окис заліза (II) (закис заліза, FeO); окис заліза (III) (окис заліза, Fe2O3), що зустрічається у природі як ГЕМАТИТ; і закисно окисне залізо (Fе3О4), яке… Науково-технічний енциклопедичний словник

ВСТУП

Ця робота присвячена вивченню властивостей оксиду заліза (III) Fe 2O 3також відомого як мінерали: гематит ( ?-Fe 2O 3), лимоніт (Fe 2O 3H2O), входить до складу магнетиту (FeOFe2 O 3).

Тема курсової роботи представляє практичний та теоретичний інтерес. Проект буде корисний підприємствам, які синтезують речовину Fe 2O 3у промислових масштабах.

Також проект корисний як збірник інформації про залізо, деякі його оксиди, оксид заліза (III) зокрема, та мінерали, до складу яких він входить.

Цілі, виконання яких необхідно досягти після закінчення роботи над проектом: зібрати найбільш повну інформацію про оксид заліза (III), вивчити його властивості та способи синтезу.

Завдання проекту:

Зібрати повноцінну та актуальну інформацію на тему.

Вивчити властивості заліза та його оксиду (III) Fe 2O 3, на основі чого дізнатися про застосування цих речовин.

У ракетомоделізм застосовується для отримання каталізованого карамельного палива, яке має швидкість горіння на 80% вище, ніж звичайне паливо.

Є основним компонентом залізного сурика (кількотара).

2 Колькотар

Колькотар – коричнева мінеральна фарба. Інші назви: паризька чи англійська червона фарба, caput mortuum vitrioli, крокус, залізний сурик; в алхімії – червоний лев.

За складом кількотар представляє більш менш чистий безводний окис заліза. Хоча безводний окис заліза і зустрічається в природі в дуже великих кількостях (червоний залізняк, залізний блиск), але цінні сорти цієї фарби виробляються штучно або виходять як побічний продукт при добуванні нордгаузенської кислоти із залізного купоросу, а також при прожарюванні основних сірчано-залізних солей, що виділяються з розчину при приготуванні залізного купоросу із купоросного каменю.

4.3 Отримання та синтез

Fe 2O 3утворюється при прожарюванні на повітрі всіх гідратів та кисневих сполук заліза, а також Fe(NO 3)3та FeSO 4. Так, наприклад, прожарюють протягом 2 год. на повному полум'ї бунзенівського пальника Fe(OH) 3, отриманий за методом Г. Гюттіга та Г. Гарсайда.

Fe(OH) 3= Fe 2O3 + 3H 2O

За вказівкою Д. Н. Фінкельштейна 100 г Fe(NO 3)39H 2O нагрівають у великому порцеляновому тиглі на електричній плитці. Спочатку сіль спокійно плавиться, утворюючи буру рідину, що поступово випаровується. При 121° рідина починає кипіти, виділяючи постійно киплячу 68% HNO3.

Поступово рідина починає загусати і необхідно часто перемішувати, щоб уникнути поштовхів і розбризкування. Починаючи з 130°, безперервно перемішують рідину фарфоровим шпателем, причому вона загусає, утворюючи пасту (без перемішування рідина раптово твердне в суцільну масу). При 132 ° паста відразу розсипається на порошок, продовжуючи виділяти пари HNO3.

Не перестаючи перемішувати, продовжують нагрівання до повного висушування; весь процес займає 20-25 хв. Суху масу розтирають, переносять у тигель і прожарюють у муфелі при 600-700° протягом 8-10 год. За достатньої чистоти вихідного нітрату заліза отриманий продукт відповідає кваліфікації х. ч. Вихід 95-98% теоретичного, тобто близько 19 р.

Для приготування чистого препарату до нагрітого до кипіння розчину закисної солі заліза додають обчислену кількість гарячого розчину щавлевої кислоти, причому випадає закисне щавлевокисле залізо. Його відфільтровують, ретельно промивають водою, висушують і прожарюють при доступі повітря безперервно перемішуючи. Вихід 90-93% теоретичного. Отриманий препарат містить 99,79-99,96% Fe2O 3.

У фарфоровий казанок ємністю 4 л, з кришкою, поміщають розчин 500 г Fe(NO 3)3 9Н 2Про 2 л води. Через трубку, що проходить до дна казанка, пропускають не надто сильний струм NH 3, промитий лугом і водою. Іноді рідину перемішують газовідвідною трубкою.

Після закінчення осадження рідини дають відстоятися, розчин декантують і осад промивають гарячою водою до видалення NO 3у промивних водах. Відмитий Fe(OH) 3просушують у фарфорових чашках, після чого прожарюють протягом 5-6 год. за 550-600°. Вихід 96 г (96-97% теоретичного).

При отриманні Fe 2O 3, Який служить сировиною для приготування Fe високої чистоти, вихідний нітрат заліза повинен бути виключно чистий. Шляхом багаторазової перекристалізації Fe(NO 3)39Н 2Про Клівс і Томпсон отримали препарат, що містить лише 0,005% Si і менше 0,001% інших домішок.

За Брандтом найдоцільніше виходити з хімічно чистого заліза. Останнє розчиняють у НСl, розчин при нагріванні обробляють сірководнем, фільтрують і у фільтраті двовалентне залізо окислюють у тривалентному кип'ятінні з невеликою кількістю HNO 3. Суміш двічі випарюють з концентрованої HCl і, розчинивши залишок у надлишку розведеної НСl, кілька разів збовтують розчин з ефіром у великій ділильній лійці.

Якщо вихідний матеріал містив С, вміст воронки дають відстоятися, спускають через кран нижній (водний) шар і до ефірної витяжки, що залишилася у вирві, додають частину за обсягом суміші, отриманої струшуванням НСl (уд. в. 1,104) з ефіром. Сильно струшують, зливають знову нижній шар і операцію повторюють.

Очищену ефірну витяжку фільтрують, ефір відганяють (або просто видаляють нагріванням на водяній бані), і розчин FeCl, що залишився 3кілька разів випарюють з НNО 3. Останнє випарювання ведуть із додаванням NH4NO 3.

Випарювання доцільно проводити в плоскій фарфоровій чашці.

Після випарювання залишається тендітна соляна маса, що легко відокремлюється від чашки. Її стирають у ступці та порціями по 40-50 г помірно прожарюють у платиновій чашці. Залишок кілька разів змішують із сухим вуглекислим амонієм і знову прожарюють при слабкому жарі, часто перемішуючи.

Цю операцію повторюють до приблизно постійної ваги (точно, постійна вага не може бути досягнута, так як незначна кількість Fe 2O 3виноситься парами (NH 4)2СО 3).

залізо метал оксид мінерал

ВИСНОВОК

Цілі, поставлені на початку дослідницької роботи, були повністю виконані:

)Зібрано інформацію про залізо, його оксиди та мінерали:

Залізо - ковкий, сріблясто-білий метал із високою реакційною здатністю. У сполуки виявляє ступеня окиснення +2, +3, +6. Має оксиди: Fe +2O, Fe 2+3O 3, Fe 3O 4 (Fe +2O·Fe +32O 3). Оксид заліза (III) Fe 2O 3окрім отримання синтетичним шляхом, можна виявити в покладах природних руд. Він входить до складу деяких мінералів, таких як: гематит, лимоніт, магнетит.

)Вивчено властивості Fe 2O 3та зроблено висновки про його застосування:

Речовина Fe 2O 3використовується для отримання чистого мало окислюваного заліза шляхом відновлення воднем, а також в електронних носіях інформації (внаслідок магнітності), як полірувальний засіб (червоний крокус) для сталі та скла, в харчовій промисловості і є основним компонентом кількотара (оскільки сполука є барвником) .

)Вивчено кілька способів синтезу речовини. Найбільший вихід препарату дорівнює 98% від теоретичного. Домогтися цього можна за методом Д.Н. Фінкельштейна шляхом нагрівання Fe(NO 3)39H 2O у великому порцеляновому тиглі на електричній плитці при постійному помішуванні.

СПИСОК ЛІТЕРАТУРИ

1) Ріпан Р. Неорганічна хімія: У 2-х т./Р. Ріпан, І. Четяну; Перев. з рум. Д.Г. Батира, Х.М. Харитона; За ред. В.І. Спіцина, І.Д. Коллі. – М.: Видавництво «Світ» 1972. – 2 т.

) Кнунянц І.Л. Коротка хімічна енциклопедія: У 5 т. / Ред. кільк. І.Л. Кнунянц (відп. ред.) та ін - М.: Видавництво «Радянська Енциклопедія», 1967 - 5 т.

) Лідін, Р.А. Хімічні властивості неорганічних речовин: навч. посібник для вузів/Р.А. Лідін, Молочко, Л.Л. Андрєєва. За ред. Р.А. Лідіна.- М.: Хімія, 2000 - 480 с.

) Некрасов Б.В. Основи загальної хімії Т. I. вид. 3-тє, испр. та дод. Видавництво «Хімія», 1973 – 656 с.

) Ремі Г. Курс неорганічної хімії в 2-х т. / Г. Ремі; А.П. Григор'єва, А.Г. Риків; За ред. А.В. Новосілової. - М: Видавництво «Світ», 1966 - 2 т.

) Паффенгольц К.М. Геологічний словник: у 2-х т./ред. кому. К.М. Паффенгольц (отв.ред.), Л.І. Боровиков, А.І. Жамайда, І.І. Краснов та ін-М.: Видавництво «Надра», 1978 - 2 т.

) Ефімов А.І. Властивості неорганічних сполук. Довідник/А.І. Єфімов та ін - Л.: Хімія, 1983 - 392 с.

) Брауер Г. Посібник з неорганічного синтезу: в 6 т. Пер. з ньому. / За ред. Г Брауер. - М: Видавництво «Світ», 1985 - 6 т.

) Каракін Ю.В. Чисті хімічні реактиви/Ю.В. Каракін, І.І. Ангелів. – М.: Державне науково-технічне видавництво хімічної літератури, 1955 – 585 с.

) Ключників Н.Г. Практикум з неорганічного синтезу. - М: Видавництво «Просвіта», 1979 - 271 с.

)Терентьєва Є.А. Неорганічні синтези: У 2-х т./пер. з англ. Є.А. Терентьева, під ред. Д.І. Рябчикова, - М: Видавництво іноземної літератури, 1951 - 2т.

) Глінка Н.Л. Загальна хімія: Навчальний посібник для вишів. - 23-те вид., Випр. / За ред. В.А. Робіновича. - Л.: Хімія 1983-704 с.: Іл.

) Захаров Л.М. Початки техніки лабораторних робіт. – Л.: Хімія, 1981 – 192 с.

) Спіцин В.І. Неорганічна хімія. Ч. I: Підручник – М.: Видавництво МДУ, 1991 – 480 с.: іл.

) Рабінович В.А. Короткий хімічний довідник. – Л.: Хімія, 1977.

) Ахметов Н.С. Загальна та неорганічна хімія. - М: Вища школа, 2004.

) Карапетянц М.Х., Дракін С.І. Загальна та неорганічна хімія. - М: Хімія, 1981.

) Практикум із загальної та неорганічної хімії / За ред. Воробйова А.А., Дракіна С.І. - М: Хімія, 1984.

) Жарський І.М., Новіков Г.І. Фізичні методи дослідження у неорганічній хімії. - М: Вища школа, 1988.

)Краснов К.С. Молекули та хімічний зв'язок. - М: Вища школа, 1974.

) Коттон Ф., Вілкінсон Дж. Основи неорганічної хімії. - М: Видавництво «Світ», 1979.

) Ісідоров В.А. Екологічна хімія. - СПб.: Хіміздат, 2001.

) Коттон Ф., Вілкінсон Дж. Сучасна неорганічна хімія. Ч. 1 M.: Світ, 1969.

) Лівер Еге. Електронна спектроскопія неорганічних сполук, М.: Світ, 1987, 2 т.

) Лідін Р.А. та ін Хімічні властивості неорганічних речовин. - 3-тє вид., Випр. – М.: Хімія, 2000 – 480 с.

) Трифонов Д.Н., Трифонов В.Д. Як було відкрито хімічні елементи - М.: Просвітництво, 1980.

) Хімія: Справ. вид. / Ст Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бібрак та ін: Пер. з ним. 2-ге вид., стереотип. - М: Хімія, 2000.

Автор Хімічна енциклопедія р.н. І.Л.Кнунянц

ЗАЛІЗУ ОКСИДИ . Оксид FeO (у техніці – вюстит). У кристаліч. решітці вюститу є вакантні вузли, та її склад відповідає формулі Fe x O, де x = 0,89-0,95; рівняння температурної залежності тиску розкладання: lg p(O 2 , мм рт. ст.) = - 26730/T+ 6,43 (T > 1813 К); див. також табл. У воді практично не раств., добре розчинний у кислотах, розчинах лугів. Легко окислюється; пірофорен. Після прожарювання хімічна активність та пірофорність FeO знижуються. У природі – надзвичайно рідкісний мінерал іоцит. Одержують відновленням Fe 2 O 3 воднем або СО або при прожарюванні в атмосфері N 2 2FeC 2 O 4 * 3H 2 O. Сесквіоксид Fe 2 O 3 існує у трьох поліморфних модифікаціях: найбільш стійка а (мінерал гематит), g (маггеміт, оксимагнет і d (з тригональною кристалічною решіткою); температури переходу a: g 677 ° С, g: d 777 ° С; D H 0 переходу a: g 0,67 кДж/моль. Для модифікації a-Fe 2 O 3 рівняння температурної залежності тиску розкладання: lg p(O 2 , мм рт. ст.) = - 10291/T+ 5,751gT - 1,09 * 10 - 3 Т -0,75 * 10 5 Т – 2 – 12,33; розчинний у соляній та сірчаній кислотах, слабо - у HNO 3 ; парамагнетик, точка Нееля 953 К. Модифікації g - і d -Fe 2 O 3 феримагнітні; g -Fе 2 Про 3 утворюється при низькотемпературному окисленні Fe 3 O 4 і Fe, d -Fe 2 O 3 може бути отриманий при гідролізі та окисленні розчинів солей Fe(II). Оксид Fe(II,III) - з'єднання формули Fe 3 O 4 або FeO * Fe 2 O 3 Fe II (Fe III O 2) 2 (мінерал магнетит), при нагріванні розкладається; при 627 ° С a -форма перетворюється на b ; рівняння температурної залежності тиску розкладання: lgp(O 2 , мм рт. ст.) = = - 33265/Т+ 13,37 (Т > 843 К); феримагнетик, точка Кюрі 900 К; відрізняється високою електрич. провідністю. Розчинний у кислотах з утворенням солей Fe(II) і Fe(III), прожарений при 1200-1300 °С природні магнетит практично не розчинний у кислотах та їх сумішах. При нагріванні на повітрі окислюється до Fe2O3. Отримують дією водяної пари на розпечене залізо, відновленням Fe 2 O 3 окисленням FeO. ЗАЛІЗА ОКСИДИ о. відповідає ряд гідроксидів. Гідроксид Fe(OH) 2 утворюється при дії лугу на водні розчини солей Fe(II); швидко окислюється до FeO(OH). Розчинність у воді 0,00015 г в 100 г (18°С), розчинний у кислотах, розчинах лугів з утворенням гідроксоферратів(II), наприклад Na 2 і розчинах NH 4 Cl. Гідроксиди Fe(III) утворюють у природі ряд бурих залізняків: гідрогематит Fe 2 O 3 * 0,1H 2 O (твердий розчин води в гематиті); a -FeO(OH), або Fe 2 O 3 * H 2 O, лепідокрокіт g -FeO(OH), гідрогетит 3Fe 2 O 3 * 4H 2 O, лимоніт 2Fe 2 O 3 * 3H 2 O, ксантосидерит Fe 2 O 3 * 2H 2 O та лімніть Fe 2 O 3 *3H 2 O (тверді розчини води в гететі).

Лімніт збігається за складом із мистецтв. гідрогелем Fe(OH) 3 , одержуваним осадженням лугом із розчинів солей Fe(III). При прожарюванні гідроксиди Fe перетворюються на a-Fe 2 O 3 . Гідроксид Fe(OH) 3 - дуже слабка основа; амфотерен, при змісті з лугами або основними оксидами утворюють солі не виділеної у вільному стані залізистої кислоти НFеО 2 - ферати(Ш), або ферити, наприклад NaFeO 2 . При окисленні Fe(OH) 3 в лужному середовищі сильними окислювачами утворюються солі не існуючої залізної кислоти H 2 FeO 4 (триоксид FeO 3 також невідомий) - ферати (VI), наприклад K 2 FeO 4 - червоно-фіолетові кристали; при 120-200 ° С розкладаються на Fe 2 O 3 , M 2 O та О 2 ; сильніші окислювачі, ніж КМnО 4 . Прир. оксиди та гідроксиди Fe – сировина у виробництві Fe, природні та синтетичні – мінеральні пігменти (див. Залізна слюдка, Залізооксидні пігменти, Залізний сурик, Мумія, Охри, Умбра); FeO - проміжний продукт у виробництві Fe та феритів, компонент кераміки та термостійких емалей; a -Fe 2 O 3 - компонент футерувальної кераміки, цементу, терміту, поглине. маси для очищення газів, поліруючого матеріалу (крокусу) використовують для отримання феритів; g -Fe 2 O 3 - робочий шар магнітних стрічок; Fe 3 O 4 - матеріал для електродів при електролізі хлоридів лужних металів, компонент активної маси лужних акумуляторів, кольорового цементу, кераміки футеровки, терміту; Fe(OH) 2 -проміжні продукт при отриманні ЗАЛОЗУ ОКСИДИ о. та активної маси залізонікелевих акумуляторів; Fe(OH) 3 - компонент поглинальної маси для очищення газів, каталізатор в органічний синтез.

Хімічна енциклопедія Том 2 >>

ЗАЛІЗУ ОКСИДИ Оксид FeO (у техніці – вюстит). У кристаліч. решітці вюститу є вакантні вузли, та її склад відповідає ф-ле Fe x O, де х= 0,89-0,95; ур-ня температурної залежності тиску розкладання: lg p(O 2 , мм рт. ст.) = - 26730/T+ 6,43 (T > 1813 До); див. також табл. У воді практично не раств., добре раств. у к-тах, р-рах лугів. Легко окислюється; пірофорен. Після прожарювання хім. активність та пірофорність FeO знижуються. У природі – надзвичайно рідкісний мінерал іоцит. Отримують відновленням Fe 2 O 3 воднем або ЗІ або при прожарюванні в атмосфері N 2 2FeC 2 O 4 .3H 2 O. Сесквіоксид Fe 2 O 3 існує в трьох поліморфних модифікаціях: наиб. стійка а (мінерал гематит), g (маггеміт, оксимагнетит) та d (з тригональною кристалічною решіткою); т-ри переходу a: g 677 ° С, g: d 777 ° С; DH 0 переходу a: g 0,67 кДж/моль. Для модифікації a-Fe 2 O 3 ур-ня температурної залежності тиску розкладання: lg p(O 2 , мм рт. ст.) = - 10291/T+ 5,751gT - 1,09.10 - 3 Т -0,75.10 5 Т - 2 – 12,33; розтв. в соляній та сірчаній к-тах, слабо - в HNO 3; парамагнетик, точка Нееля 953 К. Модифікації g-і d-Fe 2 O 3 феримагнітні; g-Fе 2 Про 3 утворюється при низькотемпературному окисленні Fe 3 O 4 і Fe, d-Fe 2 O 3 м. б. отримано при гідролізі та окисленні розчинів солей Fe(II). Оксид Fe(II,III) - з'єдн. ф-ли Fe 3 O 4 або FeO.Fe 2 O 3 , Fe II (Fe III O 2) 2 (мінерал магнетит), при нагр. розкладається; при 627 °С a-форма перетворюється на b; ур-ня температурної залежності тиску розкладання: lgp(O 2 , у мм рт. ст.) = = - 33265/Т+ 13,37 (Т> 843 К); феримагнетик, точка Кюрі 900 К; відрізняється високою електрич. провідністю. Рост. у к-тах з утворенням солей Fe(II) і Fe(III), прожарений при 1200-1300 ° С прир. магнетит мало розтв. у к-тах та їх сумішах. При нагр. на повітрі окислюється до Fe2O3. Отримують дією водяної пари на розпечене залізо, відновленням Fe 2 O 3 окисленням FeO. Ж. о. відповідає ряд гідроксидів. Гідроксид Fe(OH) 2 утворюється при дії лугу на солей Fe(II); швидко окислюється до FeO(OH). Р-римість у воді 0,00015 г в 100 г (18 ° С), розтв. у к-тах, р-рах лугів із утворенням гідроксоферратів(II), напр. Na 2 і р-рах NH 4 Cl. Гідроксиди Fe(III) утворюють у природі ряд бурих залізняків: гідрогематит Fe2O3. ), гетит a-FeO(OH), або Fe 2 O 3 .H 2 O, лепідокрокіт g-FeO(OH), гідрогетит 3Fe 2 O 3 .4H 2 O, лимоніт 2Fe 2 O 3 . 2 O 3 .2H 2 O і лімніть Fe 2 O 3 .3H 2 O (тверді розчини води в гететі).

Лімніт збігається за складом із мистецтв. гідрогелем Fe(OH) 3 , одержуваним осадженням лугом з розчинів солей Fe(III). При прожарюванні гідроксиди Fe перетворюються на a-Fe 2 O 3 . Гідроксид Fe(OH) 3 - дуже слабка основа; амфотерен, при змісті з лугами або основними оксидами утворюють солі не виділеної у вільн. стані залізистої до-ти НFеО 2 - ферати(Ш), або ферити,напр. NaFeO 2 . При окисленні Fe(OH) 3 в лужному середовищі сильними окислювачами утворюються солі не існуючої залізної кислоти H 2 FeO 4 (триоксид FeO 3 також невідомий) - ферати (VI), напр. K 2 FeO 4 - червоно-фіолетові кристали; при 120-200 ° С розкладаються на Fe 2 O 3 , M 2 O та О 2 ; сильніші окислювачі, ніж КМnО 4 . Прир. оксиди і гідроксиди Fe - сировина у виробництві Fe, природні та синтетичні - мінер. пігменти (див. Залізна слюдка, Залізооксидні пігменти, Залізний сурик, Мумія, Охри, Умбра); FeO – проміж. продукт у виробництві Fe і феритів, компонент кераміки та термостійких емалей; a-Fe 2 O 3 - компонент футерувальної кераміки, цементу, терміту, поглине. маси для очищення газів, поліруючого матеріалу (крокусу) використовують для отримання феритів; g-Fe 2 O 3 – робочий шар магн. стрічок; Fe 3 O 4 - матеріал для електродів при електролізі хлоридів лужних металів, компонент активної маси лужних акумуляторів, кольорового цементу, кераміки футеровки, терміту; Fe(OH) 2 -проміж. продукт при отриманні Ж. о. та активної маси залізонікелевих акумуляторів; Fe(OH) 3 - компонент поглинальної маси для очищення газів, каталізатор в орг. синтез. Літ.:див. при ст. Залізо. Е. Ф. Вегман. Хімічна енциклопедія - М: Радянська енциклопедія За ред. І. Л. Кнунянца 1988

Е-172 Оксиди та гідроксиди заліза- Харчова добавка, барвник.

Характеристика:

Оксиди заліза неорганічні пігменти є хімічними сполуками заліза і кисню. У харчовій промисловості добавка Е-172використовується як барвник для фарбування харчових продуктів у жовті, помаранчеві, червоні, коричневі та чорні кольори. Всього відомо 16 видів оксидів та гідроксидів заліза. Однак у харчовій промисловості використовуються 3 форми оксидів для надання продуктам різних відтінків: Е-172(i) - Оксид заліза (II,III) - складний оксид, що одночасно містить іони заліза (II) та заліза (III). Має хімічну формулу Fe3O4 і зустрічається у природі у вигляді мінералу магнетиту. Фарбує у чорний колір. Е-172(ii) – Оксид заліза (III) з хімічною формулою Fe2O3. Зустрічається у природі як мінералу гематиту. У просторіччі – іржа. Фарбує у червоний колір. Е-172(iii) – Оксид заліза (II) з хімічною формулою FeO. Зустрічається у природі як мінералу вюститу. Фарбує у жовтий колір. Добре розчиняються у концентрованих неорганічних кислотах, нерозчинні у воді, органічних розчинниках, рослинних оліях. Дуже хороша стійкість до світла, нагрівання та лугів, до фруктових кислот хороша стійкість. Оксиди заліза зустрічаються в природі, але в харчовій промисловості, для одержання добавки Е-172використовують метод прожарювання оксидів заліза (II) і (III) або шляхом взаємодії заліза з водяною парою при високій температурі ниж-570°С.

Застосування:

Оксиди та гідроксиди залізашироко поширені в природі та використовуються людьми у різних сферах виробництва. У ЄС оксиди та гідроксиди заліза (Е-172) дозволені всім харчових продуктів QS. У РФ добавка дозволена як барвник у харчові продукти згідно з ТІ в кількості згідно з ТІ (п. п. 3.2.14,3.11.3 СанПіН 2.3.2.1293-03). Оксиди заліза використовуються насамперед для фарбування драже, прикрас та покриттів у дозуванні близько 0,1 г/кг. Окрім харчової промисловості, оксиди заліза використовуються:

• у металургійній промисловості як сировина для виробництва металів;
• у лакофарбовій промисловості як пігмент у фарбах та покриттях;
• у хімічній промисловості як каталізатори;
• у косметичній промисловості для надання необхідних відтінків косметичної продукції (для фарбування фарби для вій, тональних кремів, гриму та пудри);
• у фармацевтиці для виготовлення лікарських засобів, що підвищують рівень гемоглобіну, для фарбування фармпрепаратів у формі драже, порошків та кремів. А також оксиди та гідроксиди залізавикористовуються для фарбування туалетного мила, як пігменти в живописі, кольорового цементу, як компоненти кераміки футеровки.

  Вплив на організм людини:

  Гранично допустима норма добового споживання добавки Е-172становить 0,5 мг/кг маси тіла. У малих дозах залізо корисне для організму (підвищує рівень гемоглобіну у крові). Але при передозуванні заліза воно може завдати відчутної шкоди здоров'ю. При високій концентрації заліза в організмі йде вироблення вільних радикалів, що може призвести до серцевих нападів та інсультів. Крім того, накопичення заліза в печінці провокує рак печінки, проте це властиво людям із генетичним захворюванням на гемохромотоз. У здоровому організмі при дотриманні розумних доз споживання заліза, воно не завдає жодної шкоди організму людини.

В організмі людини міститься близько 5 г заліза, більшість його (70%) входить до складу гемоглобіну крові.

Фізичні властивості

У вільному стані залізо – сріблясто-білий метал із сіруватим відтінком. Чисте залізо пластично, має феромагнітні властивості. На практиці зазвичай використовуються сплави заліза – чавуни та сталі.

Fe - найголовніший і найпоширеніший елемент дев'яти d-металів побічної підгрупи VIII групи. Разом із кобальтом та нікелем утворює «родина заліза».

При утворенні з'єднань з іншими елементами частіше використовує 2 або 3 електрони (В = II, III).

Залізо, як і багато d-елементи VIII групи, не виявляє вищу валентність, рівну номеру групи. Його максимальна валентність досягає VI і виявляється вкрай рідко.

Найбільш характерними є сполуки, в яких атоми Fe знаходяться в ступенях окислення +2 і +3.

Способи отримання заліза

1. Технічне залізо (у сплаві з вуглецем та іншими домішками) отримують карботермічним відновленням його природних сполук за схемою:

Відновлення відбувається поступово, у 3 стадії:

1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СО 2

2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO + СО 2

3) FeO + СО = Fe + СО 2

Чавун, що утворюється в результаті цього процесу, містить більше 2% вуглецю. Надалі з чавуну одержують сталі - сплави заліза, що містять менше 1,5% вуглецю.

2. Дуже чисте залізо одержують одним із способів:

а) розкладання пентакарбонілу Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) відновлення воднем чистого FeO

FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O

в) електроліз водних розчинів солей Fe+2

FeC 2 O 4 = Fe + 2С 2

оксалат заліза (II)

Хімічні властивості

Fe – метал середньої активності, виявляє загальні властивості, характерні для металів.

Унікальною особливістю є здатність до «іржавіння» у вологому повітрі:

За відсутності вологи із сухим повітрям залізо починає помітно реагувати лише за Т > 150°С; при прожарюванні утворюється «залізна окалина» Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

У воді без кисню залізо не розчиняється. За дуже високої температури Fe реагує з водяною парою, витісняючи з молекул води водень:

3 Fe + 4Н2O(г) = 4H2

Процес іржавлення за своїм механізмом є електрохімічною корозією. Продукт іржавлення представлений у спрощеному вигляді. Насправді утворюється пухкий шар суміші оксидів та гідроксидів змінного складу. На відміну від плівки Аl 2 Про 3 цей шар не оберігає залізо від подальшого руйнування.

Види корозії

Захист заліза від корозії

1. Взаємодія з галогенами та сіркою за високої температури.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Утворюються сполуки, у яких переважає іонний тип зв'язку.

2. Взаємодія з фосфором, вуглецем, кремнієм (з N 2 і Н 2 залізо безпосередньо не з'єднується, але розчиняє їх).

Fe + Р = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Утворюються речовини змінного складу, тому що бертоліди (у сполуках переважає ковалентний характер зв'язку)

3. Взаємодія з «неокислюючими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 розб.)

Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2

Оскільки Fe розташовується в ряду активності лівіше водню (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), воно здатне витісняти Н 2 із звичайних кислот.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2

4. Взаємодія з «окисними» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентровані HNO 3 і H 2 SO 4 пасивують залізо, тому при звичайній температурі метал в них не розчиняється. При сильному нагріванні відбувається повільне розчинення (без виділення Н2).

У розб. HNO 3 залізо розчиняється, переходить у розчин у вигляді катіонів Fe 3+ а аніон кислоти відновлюється до NO*:

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

Дуже добре розчиняється в суміші НСl та HNO 3

5. Ставлення до луг

У водних розчинах лугів Fe не розчиняється. З розплавленими лугами реагує лише за дуже високих температур.

6. Взаємодія із солями менш активних металів

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

7. Взаємодія з газоподібним монооксидом вуглецю (t = 200°C, P)

Fe(порошок) + 5CO(г) = Fe 0(CO) 5 пентакарбоніл заліза

З'єднання Fe(III)

Fe 2 O 3 – оксид заліза (III).

Червоно-бурий порошок, н. нар. в Н 2 O. У природі – «червоний залізняк».

Способи отримання:

1) розкладання гідроксиду заліза (III)

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

2) випал піриту

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

3) розкладання нітрату

Хімічні властивості

Fe 2 O 3 – основний оксид з ознаками амфотерності.

I. Основні властивості проявляються у здатності реагувати з кислотами:

Fe 2 Про 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ДТ 2 Про

Fe 2 Про 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

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

ІІ. Слабокислотні властивості. У водних розчинах лугів Fe 2 O 3 не розчиняється, але при сплавленні з твердими оксидами, лугами та карбонатами відбувається утворення феритів:

Fe 2 Про 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2

Fe 2 Про 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O

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

ІІІ. Fe 2 Про 3 - вихідна сировина для отримання заліза в металургії:

Fe 2 Про 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО або Fe 2 Про 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО 2

Fe(OH) 3 - гідроксид заліза (III)

Способи отримання:

Отримують при дії лугів на солі розчинні Fe 3+ :

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

У момент одержання Fe(OH) 3 - червоно-бурий слизово-аморфний осад.

Гідроксид Fe(III) утворюється також при окисленні на вологому повітрі Fe та Fe(OH) 2:

4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Гідроксид Fe(III) є кінцевим продуктом гідролізу солей Fe3+.

Хімічні властивості

Fe(OH) 3 - дуже слабка основа (набагато слабша, ніж Fe(OH) 2). Виявляє помітні кислотні властивості. Таким чином, Fe(OH) 3 має амфотерний характер:

1) реакції з кислотами протікають легко:

2) свіжий осад Fe(OH) 3 розчиняється у гарячих конц. розчинах КОН або NaOH з утворенням гідроксокомплексів:

Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3

У лужному розчині Fe(OH) 3 може бути окислений до ферратів (солей не виділеної у вільному стані залізної кислоти H 2 FeO 4):

2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O

Солі Fe 3+

Найбільш практично важливими є: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- жовта кров'яна сіль = Fe 4 3 берлінська блакит (темно-синій осад)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданід Fe(III) (р-р криваво-червоного кольору)

Характеристика та отримання

Е172 – харчовий барвник, який поєднує три форми оксидів заліза. Не має запаху та смаку, виглядає як порошок чи паста. Спектр відтінків – чорний, коричневий, червоний, помаранчевий, жовтий. Оксиди заліза є у природному середовищі, але для застосування у промисловості використовують синтетичний метод отримання Е172.

Існує 16 форм оксидів заліза, але в харчовій галузі застосовують лише три:

Речовина добре розчиняється у неорганічних кислотах і не розчиняється у воді, органічних розчинниках та рослинних оліях. Зберігає властивості при впливі світла, тепла, фруктових кислот та лугів.

Призначення

Оксид заліза бере участь у виробництві продуктів харчування, надаючи їм необхідного відтінку. Речовина є міцним пігментом у фарбах. Виступає сировиною для виготовлення металів. Добавку використовують у косметологічній, фармацевтичній та хімічній галузях.

Вплив на здоров'я організму людини: користь та шкода

Добавка Е172 не шкодить здоров'ю, якщо вживати у межах встановленої норми. За добу в організм може надходити трохи більше 0,5 мг речовини для кілограм ваги. Надмірна кількість заліза призводить до формування вільних радикалів, що може спричинити серцевий напад, інфаркт міокарда та інсульт.

У хворих на гемохромотоз скупчення заліза може спровокувати розвиток раку печінки. Але барвник Е172, у складі якого є залізо, потрапивши у здоровий організм, повністю переробляється та виводиться назовні. Таким чином, він не шкодить здоров'ю при дотриманні встановленого дозування.

Сфера застосування

Харчова промисловість включає добавку Е172 до складу продуктів, щоб пофарбувати в потрібний колір. Часто барвник використовують для надання чорного відтінку штучної ікри (особливо в Росії).

Оксидом заліза фарбують:

• драже, шоколад, цукерки;
• суміші для випікання;
• паштет з м'яса та риби;
• корм для тварин;
• кондитерські вироби;
• прикраси продуктів;
• молочні десерти.

Інші сфери застосування оксидів заліза:

• металургія (сировина для виготовлення металів);
• косметологія (фарбування тонального крему, пудри, фарби для вій тощо);
• фармацевтика (надання кольору препаратам у формі кремів, порошків, драже; для виробництва ліків, що підвищують гемоглобін);
• хімічна галузь (виконує роль каталізатора);
• лакофарбове виробництво (пігмент у складі покриттів та фарб).

Вміст у продуктах згідно з нормами

Таблиця. Норма вмісту харчової добавки E172 у продуктах згідно СанПіН 2.3.2.1293-03 від 26.05.2008

Харчові продукти	Максимальний рівень вмісту Е172 у продуктах
Ароматизовані та/або ферментовані напої з молоком (какао, шоколадне молоко, питний йогурт, напої на основі сироватки)
Молочні десерти (пудинги, ароматизовані чи фруктові йогурти)
Джеми, мармелад, желе
Плавлені сири
Корка зрілих сирів
Десерти на основі жирів, крім молочних
Харчовий лід (у тому числі фруктовий лід та щербет)
Консервовані чи пастеризовані плоди
Пасти на основі плодів
Свіжі плоди з обробленою поверхнею
Десерти на основі плодів (у тому числі із фруктовими ароматизаторами на водній основі)
Зацукровані плоди
Кондитерські вироби (зокрема карамель, нуга, цукерки)
Крупи для сніданку (у тому числі вівсяні пластівці), десерти на основі круп та крохмалів (наприклад, пудинг із рису, тапіоки)
Солодкі соуси, прикраси (наприклад, для випічки), не фруктові топінги
Здобні хлібобулочні вироби (солоні, солодкі, гострі) та суміші
Копчені, сушені, ферментовані та (або) солоні риба та рибопродукти, включаючи молюсків, ракоподібних та голкошкірих
Ікра та продукти з неї, аналоги лососевих риб
Їстівні оболонки (наприклад, для ковбас)
Свіжі яйця	Згідно з ППП
Соуси та подібні до них продукти
Приправи та заправки
Готові до вживання харчові закуски на основі картоплі, крохмалю, круп та борошна
Оброблені горіхи, очищені горіхи, горіхові суміші
Бульйони та супи
Напої на водній основі та ароматизаторах, включаючи "спортивні", "енергетичні", "електролітичні" та гранульовані

Законодавство

Використання барвника Е172 допускається практично у всіх країнах. Він застосовується в Росії, Україні, країнах Європи, США, Канаді та багатьох інших державах.