Е172

Литература

• Лидин Р. А. «Справочник школьника. Химия» М.: Астерель, 2003.
• Волков А. И., Жарский И. М. Большой химический справочник / А. И. Волков, И. М. Жарский. — Мн.: Современная школа, 2005. — 608 с.
• Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — М.: Химия, 200. 480 с.: ил.
• Гринвуд Н. Химия элементов: в 2 томах.
• Гринвуд, А. Эрншо; пер. с англ. — М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2011. — (Лучший зарубежный учебник)
• Вредные химические вещества. Неорганические соединения V–VIII групп: Справ. изд./ А. Л. Бандман, Н. В. Волкова, Т. Д. Грехова и др.; Под ред. В. А. Филова и др. — Л.: Химия, 1989. 592 с.

Это заготовка статьи о неорганическом веществе. Вы можете помочь проекту, дополнив её.

Использует

Fe ₃ O ₄ используется в качестве черного пигмента и известен как черный пигмент CI 11 (CI № 77499) или Mars Black .

Fe ₃ O ₄ используется в качестве катализатора в процессе Габера и в реакции конверсии водяного газа . Последний использует HTS (катализатор высокотемпературного сдвига) оксида железа, стабилизированного оксидом хрома . Этот железо-хромовый катализатор восстанавливается при запуске реактора с образованием Fe ₃ O ₄ из α-Fe ₂ O ₃ и Cr ₂ O ₃ в CrO ₃ .

Наночастицы Fe ₃ O ₄ используются в качестве контрастных агентов при сканировании МРТ .

Ферумокситол, также известный как Feraheme и Rienso, представляет собой препарат Fe ₃ O _4, вводимый внутривенно для лечения анемии, возникшей в результате хронического заболевания почек . Ферумокситол производится и распространяется по всему миру компанией AMAG Pharmaceuticals . Наряду с серой и алюминием он входит в состав определенного типа термитов, используемых для резки стали.

Воронение — это процесс пассивации , при котором на поверхности стали образуется слой Fe ₃ O _4, защищающий ее от ржавчины.

Химические свойства

Разлагается при умеренном нагревании, но при дальнейшем нагревании продуктов разложения образуется вновь (см. #Получение):

4FeO→200−565oCFe3O4+Fe{\displaystyle {\mathsf {4FeO{\xrightarrow {200-565^{o}C}}Fe_{3}O_{4}+Fe}}}

Взаимодействие с разбавленной соляной кислотой:

FeO+2HCl⟶FeCl2+H2O{\displaystyle {\mathsf {FeO+2HCl\longrightarrow FeCl_{2}+H_{2}O}}}

Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой:

FeO+4HNO3⟶Fe(NO3)3+NO2+2H2O{\displaystyle {\mathsf {FeO+4HNO_{3}\longrightarrow Fe(NO_{3})_{3}+NO_{2}+2H_{2}O}}}

Сплавление с гидроксидом натрия:

FeO+4NaOH→400−500oCNa4FeO3+2H2O{\displaystyle {\mathsf {FeO+4NaOH{\xrightarrow {400-500^{o}C}}Na_{4}FeO_{3}+2H_{2}O}}}

Взаимодействие с кислородом:

4FeO+2nH2O+O2→2(Fe2O3⋅nH2O){\displaystyle {\mathsf {4FeO+2nH_{2}O+O_{2}\rightarrow 2(Fe_{2}O_{3}\cdot nH_{2}O)}}}

6FeO+O2→300−500oC2Fe3O4{\displaystyle {\mathsf {6FeO+O_{2}{\xrightarrow {300-500^{o}C}}2Fe_{3}O_{4}}}}

Взаимодействие с сероводородом:

FeO+H2S→500oCFeS+H2O{\displaystyle {\mathsf {FeO+H_{2}S{\xrightarrow {500^{o}C}}FeS+H_{2}O}}}

Восстановление водородом и коксом:

FeO+H2→350oCFe+H2O{\displaystyle {\mathsf {FeO+H_{2}{\xrightarrow {350^{o}C}}Fe+H_{2}O}}}

FeO+C→>1000oCFe+CO{\displaystyle {\mathsf {FeO+C{\xrightarrow {>1000^{o}C}}Fe+CO}}}

Антикоагулянты – что это за препараты?

Увидев в листе рекомендаций непонятные названия, пациенты хотят поскорее выяснить, что такое антикоагулянты и для чего их назначают. Термином антикоагулянты, список препаратов этой группы обширен, принято обозначать лекарственные средства, которые воздействуя на организм человека, резко тормозят процесс свертывания крови.

В результате их действия медикам удается предупредить образование кровяных сгустков (тромбов). Лекарства используют для предотвращения осложнений в различных ситуациях. Стоит отметить, врачи назначают антикоагулянты также и в профилактических целях, с целью снижения риска тромбообразования.

Антикоагулянты – классификация

Механизм действия антикоагулянтов различен, поэтому их принято разделять на две большие группы:

1. Прямые антикоагулянты. Эти вещества быстро воздействуют на свертывающую систему крови путем торможения процесса образования фибрина. К препаратам этой группы относятся средне- и низкомолекулярные гепарины, натрия гидроцитрат. Механизм действия стандартного гепарина связан с торможением активности тромбина и инактивацией факторов гемостаза.
2. Антикоагулянты непрямого действия – нередко их именуют как антагонисты витамина К. Эти препараты имеют длительное действие. Эффект от их применения проявляется со временем, поэтому их часто используют при нарушениях работы свертывающей системы крови. По своему химическому строению непрямые антикоагулянты могут быть производными индандиона или 4-оксикумарина. Механизм их действия связан с торможением синтеза в печени факторов свёртывания крови II (протромбина), VII (проконвертина), IX (кристмас-фактора) и X (стюарт-прауэр-фактора).

Антикоагулянты – показания и противопоказания

Прямые антикоагулянты применяются при острой необходимости нормализации свертывания крови. Для профилактики и лечения тромбозов медики прибегают к помощи непрямых антикоагулянтов.

Противотромбическая терапия имеет ряд показаний:

• состояние после операции на сердце и сосудах;
• инфаркт миокарда;
• тромбоэмболия легочной артерии;
• аневризма левого желудочка;
• мерцательная аритмия;
• тромбофлебит поверхностных вен конечностей;
• облитерирующий тромбангиит, эндартериит.

Как и любые препараты, антикоагулянты имеют ряд противопоказаний, используются они не всегда. Применять лекарства этой группы запрещается пациентам со следующими нарушениями:

• болезни органов ЖКТ (язвенная болезнь желудка);
• болезни печени (хронический гепатит, кардиальный фиброз печени);
• мочекаменная болезнь;
• почечная недостаточность;
• тромбоцитопеническая пурпура;
• кавернозный туберкулез легких.

Антикоагулянты – побочные эффекты

Применяя пероральные антикоагулянты, пациенты нередко сталкиваются с развитием побочных эффектов. Среди самых распространенных:

• аллергия;
• головная боль;
• астения;
• повышение температуры тела;
• нарушение работы почек;
• тошнота, боли в животе;
• нарушение вкуса, рвотные позывы;
• диарея;
• зуд, сыпь на коже.

Острая токсичность

Информации об острых последствиях у людей и животных не имеется. 

Кожа и слизистые оболочки

При высоких концентрацияз пыли, оксиды железа оказывали раздражающее действие на слизистые оболочки глаз крыс из-за механических воздействий. В эксперименте на животных (кролики) (частично окисленный магнетит) наблюдалась временная механически индуцированная реакция конъюнктивы.

У крыс, подвергшихся воздействию сопоставимых оксидов железа, раздражения кожи не наблюдалось.

Исследования острой кожной токсичности у людей отсутствуют.

В отдельных клинических наблюдениях было обнаружено сенсибилизирующее действие различных оксидов железа на кожу. Эффекты, которые имели место, часто были вызваны реакциями на соли никеля (примеси) или неспецифическими реакциями на неподходящие тестируемые препараты. В экспериментах на животных не было обнаружено, что сопоставимый оксид железа (III) сенсибилизирует кожу. Из-за небольшого числа случаев и экспериментов на животных был сделан вывод, что контактная аллергическая реакция на оксиды железа очень редка. 

Дыхательная система

Временная воспалительная реакция (обратимая в течение 4 дней) произошла у людей после однократной внутрилегочной инстилляции 5 мг сопоставимых синтетических частиц оксида железа (III) (коллоидный оксид железа диаметром 2,6 мкм, изготовленный из хлорида железа (III)) с увеличением числа нейтрофилов и макрофагов и повышенными уровнями общего белка. В экспериментах на животных (крысах) было показано, что однократное внутритрахеальное воздействие низкой дозы 0,8 мг / кг массы тела частиц оксида железа (III) (размер частиц: 280 нм) или наночастицы (размер частиц 22 нм) приводят к цитологическим изменениям в легких и окислительному стрессу.

После однократного 4-часового ингаляционного воздействия (аэрозоль через нос) 5,05 мг оксида железа (III) / л воздуха в виде наночастиц у крыс не было обнаружено признаков токсичности. 

У одной женщины темно-красные изменения цвета были замечены в нижнечелюстных лимфатических узлах, которые рассматривались как отложения оксида железа (III). 

Пищеварительный тракт

Об острых отравлениях из-за перорального поглощения оксидов железа не сообщалось.

В экспериментах на крысах острая оральная токсичность сопоставимых оксидов железа была низкой (5 г / кг массы тела).

В целом, оральное отравление солями железа у людей хорошо документировано из-за его использования в качестве терапевтических агентов

Тем не менее, можно только оценить токсические эффекты от дозы для приема внутрь, поскольку необходимо принимать во внимание различные факторы

На степень всасывания влияют рвота и диарея, вызванные поступлением соли железа. Поскольку за токсический эффект ответственны только «свободные», то есть ионы железа несвязанные с трансферрином, токсические эффекты возникают только тогда, когда железо-связывающая способность трансферрина в сыворотке крови превышена. 

Принимая во внимание эти ограничения, следующие соотношения доза-ответ могут быть изложены в упрощенном виде:

• <20 мг Fe / кг массы тела: нетоксичная доза; 
• <40 мг / кг: ожидаемая низкая токсичность; 
• 40 – 60 мг / кг: умеренно токсичен; 
• > 60 мг / кг: значимо до сильно токсично; 
• 180 – 300 мг / кг: возможен летальный исход.

В дополнение к местному раздражающему действию в желудочно-кишечном тракте (главным образом с растворимыми солями железа) системно-токсический эффект проявляется в случае когда перегрузочная способность железа вызывает повреждение митохондрий, особенно в печени, что приводит к нарушению дыхания клеток и тем самым к метаболическому ацидозу. 

Гемодинамические эффекты возникают при расширении кровеносных сосудов, снижении кровообращения, повышенной проницаемости кровеносных капилляров и падении кровяного давления. В тяжелых случаях возникают судороги, гипергликемия, шок и кома, повреждение печени с нарушениями свертываемости крови и почечная недостаточность. В тяжелых случаях повреждение желудочно-кишечного тракта и полиорганная недостаточность могут возникать через несколько недель после приема.

Причины

Факторы развития ОСН условно подразделяют на несколько групп:

• Органические поражения миокарда;
• Другие сердечно-сосудистые патологии;
• Внесердечные заболевания, непосредственно не поражающие сердце или сосуды.

В списке причин острой сердечной недостаточности лидируют поражения сердечной мышцы, в частности, инфаркт миокарда, при котором происходит гибель мышечных клеток. Чем больше площадь очага некроза, тем выше риск развития ОСН и тяжелее ее течение. Инфаркт миокарда, отягощенный ОСН, — одно из наиболее опасных состояний с высокой вероятностью гибели пациента.

К ОСН может привести и воспалительное поражение миокарда – миокардит. Высокий риск развития ОСН присутствует также во время кардиологических операций и при применении систем искусственного жизнеобеспечения.

Острая сердечная недостаточность – одно из наиболее угрожающих осложнений многих сосудистых и кардиологических заболеваний. Среди них:

• Хроническая сердечная недостаточность (о причинах ее развития мы рассказывали тут);
• Пороки сердца, врожденные и приобретенные;
• Аритмии, приводящие к критическому ускорению или замедлению сердечного ритма;
• Артериальная гипертензия;
• Кардиомиопатии;
• Тампонада сердца;
• Нарушения циркуляции крови в легочном круге кровообращения.

ОСН часто развивается на фоне инсульта, травм или операций на головном мозге, как осложнение инфекционных заболеваний, а также вследствие тяжелой или хронической интоксикации. Вероятность нарушения функций миокарда повышается при некоторых эндокринных заболеваниях и поражениях почек.

Соответственно, в группу риска развития ОСН попадают люди, у которых в анамнезе присутствуют:

• Заболевания сердца и сосудов;
• Нарушения свертываемости крови;
• Заболевания почек;
• Сахарный диабет;
• Злоупотребление алкоголем, табаком, наркотическими веществами, вредные условия труда;
• Пожилые.

Экологические последствия

Замена метаногенеза восстановлением оксида железа

В условиях, благоприятствующих восстановлению железа, процесс восстановления оксида железа может заменить не менее 80% производства метана, происходящего в результате метаногенеза . Это явление происходит в азотсодержащей (N ₂ ) среде с низкими концентрациями сульфатов. Метаногенез, Архейский приводом процесс, как правило , является преобладающей формой углерода минерализации в отложениях на дне океана. Метаногенез завершает разложение органического вещества до метана (CH ₄ ). Конкретный донор электронов для восстановления оксида железа в этой ситуации все еще обсуждается, но два потенциальных кандидата включают либо титан (III), либо соединения, присутствующие в дрожжах. Прогнозируемые реакции с титаном (III), выступающим в качестве донора электронов, и феназин-1-карбоксилатом (PCA), выступающим в качестве электронного челнока, выглядят следующим образом:

Ti (III) -cit + CO ₂ + 8H + → CH ₄ + 2H ₂ O + Ti (IV) + cit ΔE = –240 + 300 мВ

Ti (III) -cit + PCA (окисленный) → PCA (восстановленный) + Ti (IV) + cit ΔE = –116 + 300 мВ

ПХА (восстановленный) + Fe (OH) ₃ → Fe 2+

Примечание: cit = цитрат .

+ ПХА (окисленный) ΔE = –50 + 116 мВ

Титан (III) окисляется до титана (IV), а ПХА восстанавливается. Восстановленная форма PCA может затем восстанавливать гидроксид железа (Fe (OH) ₃ ).

Образование гидроксильных радикалов

С другой стороны, при переносе по воздуху оксиды железа наносят вред легочным тканям живых организмов путем образования гидроксильных радикалов, что приводит к образованию алкильных радикалов. Следующие реакции происходят, когда Fe ₂ O ₃ и FeO, в дальнейшем обозначаемые как Fe 3+ и Fe 2+, соответственно, частицы оксида железа накапливаются в легких.

O ₂ + e — → O ₂ • — 

Образование супероксид-аниона ( O ₂ • — ) катализируется трансмембранным ферментом, называемым НАДФН-оксидазой . Фермент способствует переносу электрона через плазматическую мембрану от цитозольного НАДФН к внеклеточному кислороду (O ₂ ) с образованием O ₂ • — . НАДФН и ФАД связаны с цитоплазматическими сайтами связывания фермента. Два электрона от НАДФН транспортируются к ФАД, который восстанавливает его до ФАДН ₂ . Затем один электрон перемещается к одной из двух гемовых групп фермента в плоскости мембраны. Второй электрон подталкивает первый электрон ко второй группе гема, чтобы он мог связываться с первой группой гема. Чтобы перенос произошел, второй гем должен быть связан с внеклеточным кислородом, который является акцептором электрона. Этот фермент также может располагаться внутри мембран внутриклеточных органелл, позволяя формированию O ₂ • — происходить внутри органелл.

2 O ₂ • — + 2 H + → H ₂О₂+ O ₂

Образование перекиси водорода ( H₂О₂) может возникать спонтанно, когда среда имеет более низкий pH, особенно при pH 7,4. Фермент супероксиддисмутаза также может катализировать эту реакцию. Однажды H₂О₂ был синтезирован, он может диффундировать через мембраны для перемещения внутри и за пределы клетки из-за своей неполярной природы.

Fe 2+ + H₂О₂→ Fe 3+ + HO • + OH — 

Fe 3+ + H ₂ O ₂ → Fe 2+ + O ₂ • — + 2H +

H ₂ O ₂ + O ₂ • — → HO • + OH — + O ₂ 

Fe 2+ окисляется до Fe 3+, когда он отдает электрон H ₂ O ₂ , тем самым восстанавливая H ₂ O ₂ и образуя гидроксильный радикал (HO • ) в процессе. Затем H ₂ O ₂ может восстанавливать Fe 3+ до Fe 2+ , отдавая ему электрон для создания O ₂ • — . Затем O ₂ • — можно использовать для получения большего количества H ₂ O ₂ с помощью ранее показанного процесса, продолжающего цикл, или он может реагировать с H ₂ O ₂ с образованием большего количества гидроксильных радикалов. Было показано, что гидроксильные радикалы увеличивают клеточный окислительный стресс и атакуют клеточные мембраны, а также клеточные геномы.

HO • + RH → R • + H ₂ O

Радикал НО •, образующийся в результате вышеуказанных реакций с железом, может отщеплять атом водорода (Н) от молекул, содержащих связь RH, где R представляет собой группу, присоединенную к остальной части молекулы, в данном случае H, у атома углерода (C). .

Литература

• Лидин Р. А. «Справочник школьника. Химия» М.: Астерель, 2003.
• Волков А. И., Жарский И. М. Большой химический справочник / А. И. Волков, И. М. Жарский. — Мн.: Современная школа, 2005. — 608 с.
• Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — М.: Химия, 200. 480 с.: ил.
• Гринвуд Н. Химия элементов: в 2 томах.
• Гринвуд, А. Эрншо; пер. с англ. — М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2011. — (Лучший зарубежный учебник)
• Вредные химические вещества. Неорганические соединения V–VIII групп: Справ. изд./ А. Л. Бандман, Н. В. Волкова, Т. Д. Грехова и др.; Под ред. В. А. Филова и др. — Л.: Химия, 1989. 592 с.

Это заготовка статьи о неорганическом веществе. Вы можете помочь проекту, дополнив её.

Химические свойства

Разлагается при нагревании:

2Fe3O4→1538oC 6FeO+O2{\displaystyle {\mathsf {2Fe_{3}O_{4}{\xrightarrow {1538^{o}C}}\ 6FeO+O_{2}}}}

Реагирует с разбавленными кислотами:

Fe3O4+8HCl→ FeCl2+2FeCl3+4H2O{\displaystyle {\mathsf {Fe_{3}O_{4}+8HCl{\xrightarrow {}}\ FeCl_{2}+2FeCl_{3}+4H_{2}O}}}

Реагирует с концентрированными окисляющими кислотами:

Fe3O4+10HNO3→ 3Fe(NO3)3+NO2↑+5H2O{\displaystyle {\mathsf {Fe_{3}O_{4}+10HNO_{3}{\xrightarrow {}}\ 3Fe(NO_{3})_{3}+NO_{2}\uparrow +5H_{2}O}}}

Реагирует с щелочами при сплавлении:

Fe3O4+14NaOH→400−500oC Na4FeO3+2Na5FeO4+7H2O{\displaystyle {\mathsf {Fe_{3}O_{4}+14NaOH{\xrightarrow {400-500^{o}C}}\ Na_{4}FeO_{3}+2Na_{5}FeO_{4}+7H_{2}O}}}

Окисляется кислородом воздуха:

4Fe3O4+O2→450−600oC 6Fe2O3{\displaystyle {\mathsf {4Fe_{3}O_{4}+O_{2}{\xrightarrow {450-600^{o}C}}\ 6Fe_{2}O_{3}}}}

Восстанавливается водородом и монооксидом углерода:

Fe3O4+4H2→1000oC 3Fe+4H2O{\displaystyle {\mathsf {Fe_{3}O_{4}+4H_{2}{\xrightarrow {1000^{o}C}}\ 3Fe+4H_{2}O}}}

Fe3O4+4CO→700oC 3Fe+4CO2{\displaystyle {\mathsf {Fe_{3}O_{4}+4CO{\xrightarrow {700^{o}C}}\ 3Fe+4CO_{2}}}}

Конпропорционирует при спекании с железом:

Fe3O4+Fe→900−1000oC 4FeO{\displaystyle {\mathsf {Fe_{3}O_{4}+Fe{\xrightarrow {900-1000^{o}C}}\ 4FeO}}}

Природные явления

Безводный оксигидроксид железа FeOOH встречается в природе в виде четырех различных минералов (полиморфов), обозначаемых греческими буквами α, β, γ и δ.

Гетит , α-FeO ​​(OH), использовался в качестве охристого пигмента с доисторических времен.

Акаганеит — это β-полиморф, образованный в результате выветривания и известный своим присутствием в некоторых метеоритах и ​​на поверхности Луны. Однако недавно было определено, что он должен содержать некоторые ионы хлорида для стабилизации его структуры, поэтому его более точная формула — FeO0,833(ОЙ)1,167Cl0,167или Fe6О5(ОЙ)7Cl .

Лепидокрокит , γ-полиморф, обычно встречается в виде ржавчины внутри стальных водопроводных труб и резервуаров.

Фероксигит (δ) образуется в условиях высокого давления на морском и океанском дне, будучи термодинамически нестабильным по отношению к α-полиморфу (гетиту) на поверхности.

Сидерогель — это встречающаяся в природе коллоидная форма оксида-гидроксида железа (III).

Гетит и лепидокрокит, кристаллизующиеся в орторомбической системе, являются наиболее распространенными формами оксигидроксида железа (III) и важнейшими минеральными переносчиками железа в почвах.

Оксигидроксид железа (III) является основным компонентом других минералов и минералоидов :

Лимонит — это обычно встречающаяся смесь, состоящая в основном из гетита, лепидокрокита, кварца и глинистых минералов .

Ферригидрит — аморфный или нанокристаллический гидратированный минерал, официально — FeOOH • 1,8 H.2O, но с широким диапазоном гидратации.

Подготовка

В анаэробных условиях гидроксид железа (Fe (OH) ₂ ) может окисляться водой с образованием магнетита и молекулярного водорода . Этот процесс описывается реакцией Шикорра :

3Fe(ОЙ)2железо гидроксид⟶Fe3О4магнетит+ЧАС2водород+2ЧАС2Овода{\ Displaystyle {\ ce {{\ underset {железо \ гидроксид} {3Fe (OH) 2}} -> {\ underset {магнетит} {Fe3O4}} + {\ underset {водород} {H2}} + {\ underset {вода} {2H2O}}}}}

Хорошо закристаллизованный магнетит (Fe ₃ O ₄ ) термодинамически более стабилен, чем гидроксид железа (Fe (OH) ₂ ).

Магнетит может быть получен в лаборатории как феррожидкости в способе Массарта путем смешивания хлорид железа (II) и хлорида железа (III) в присутствии гидроксида натрия . Магнетит также может быть получен путем химического соосаждения в присутствии аммиака, который состоит из смеси 0,1 М раствора FeCl ₃ · 6H ₂ O и FeCl ₂ · 4H ₂ O при механическом перемешивании со скоростью около 2000 об / мин. Молярное соотношение FeCl ₃ : FeCl ₂ может составлять 2: 1; нагревая этот раствор до 70 ° C, сразу же скорость увеличивают до 7500 об / мин и быстро добавляют раствор NH ₄ OH (10 об.%), сразу же образуется темный осадок, состоящий из наночастиц магнетита. В обоих случаях реакция осаждения основана на быстром превращении кислотно-гидролизованных ионов железа в структуру оксида железа шпинели путем гидролиза при повышенных значениях pH (выше примерно 10).

Значительные усилия были направлены на управление процессом образования частиц наночастиц магнетита из-за сложных и сложных химических реакций, участвующих в фазовых превращениях до образования структуры шпинели магнетита. Частицы магнетита представляют интерес для биологических приложений, таких как магнитно-резонансная томография (МРТ), поскольку наночастицы магнетита оксида железа представляют собой нетоксичную альтернативу применяемым в настоящее время контрастным веществам на основе гадолиния . Однако из-за отсутствия контроля над конкретными превращениями, вовлеченными в образование частиц, действительно суперпарамагнитные частицы еще не были получены из магнетита, то есть наночастиц магнетита, которые полностью теряют свои постоянные магнитные характеристики в отсутствие внешнего магнитного поля (которое по определению показывают коэрцитивность 0 А / м). Наименьшие значения, сообщенные в настоящее время для наноразмерных частиц магнетита, составляют Hc = 8,5 А · м -1 , тогда как наибольшее зарегистрированное значение намагниченности составляет 87 Ам 2 кг -1 для синтетического магнетита.

Fe ₃ O ₄ качества пигмента , так называемый синтетический магнетит, может быть получен с использованием процессов, в которых используются промышленные отходы, железный лом или растворы, содержащие соли железа (например, те, которые образуются в качестве побочных продуктов в промышленных процессах, таких как кислотная обработка ( травление ) стали):

Окисление металлического Fe в процессе Лаукса, где нитробензол обрабатывают металлическим железом с использованием FeCl 2 в качестве катализатора для получения анилина :

C ₆ H ₅ NO ₂ + 3 Fe + 2 H ₂ O → C ₆ H ₅ NH ₂ + Fe ₃ O ₄

Окисление соединений Fe II , например осаждение солей железа (II) в виде гидроксидов с последующим окислением путем аэрации, когда тщательный контроль pH определяет получаемый оксид.

Восстановление Fe ₂ O ₃ водородом:

3Fe ₂ O ₃ + H ₂ → 2Fe ₃ O ₄ + H ₂ O

Восстановление Fe ₂ O ₃ CO:

3Fe ₂ O ₃ + CO → 2Fe ₃ O ₄ + CO ₂

Производство наночастиц может быть выполнено химическим путем, например, путем смешивания смесей солей Fe II и Fe III с щелочью для осаждения коллоидного Fe ₃ O ₄ . Условия реакции имеют решающее значение для процесса и определяют размер частиц.

Физические свойства

Оксид железа(II,III) при комнатной температуре образует чёрные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F d3m, параметры ячейки a = 0,844 нм, Z = 8 (структура шпинели). При 627 °С α-форма переходит в β-форму. При температуре ниже 120—125 К существует моноклинная форма.

Ферромагнетик с точкой Кюри 858 К (585 °С)[источник не указан 565 дней].

Обладает электрической проводимостью. Полупроводник. Электропроводность низкая. Истинная удельная электропроводность монокристаллического магнетита максимальна при комнатной температуре (250 Ом−1·см−1), она быстро снижается при понижении температуры, достигая значения около 50 Ом−1·см−1 при температуре перехода Вервея (англ.)русск. (фазового перехода от кубической к низкотемпературной моноклинной структуре, существующей ниже T_V = 120—125 К). Электропроводность моноклинного низкотемпературного магнетита на 2 порядка ниже, чем кубического (~1 Ом−1·см−1 при T_V); она, как и у любого типичного полупроводника, очень быстро уменьшается с понижением температуры, достигая нескольких единиц ×10−6 Ом−1·см−1 при 50 К. При этом моноклинный магнетит, в отличие от кубического, проявляет существенную анизотропию электропроводности — проводимость вдоль главных осей может отличаться более чем в 10 раз. При 5,3 К электропроводность достигает минимума ~10−15 Ом−1·см−1 и растёт при дальнейшем понижении температуры. При температуре выше комнатной электропроводность медленно уменьшается до ≈180 Ом−1·см−1 при 780—800 К, а затем очень медленно растёт вплоть до температуры разложения.

Кажущаяся величина электропроводности поликристаллического магнетита в зависимости от наличия трещин и их ориентировки может отличаться в сотни раз.

Образует кристаллогидрат состава Fe₃O₄·2H₂O.

Производство

Оксигидроксид железа (III) осаждается из растворов солей железа (III) при pH от 6,5 до 8. Таким образом, оксигидроксид можно получить в лаборатории путем взаимодействия соли железа (III), такой как хлорид железа или нитрат железа , с натрием. гидроксид :

FeCl₃+ 3 NaOH → Fe (ОН)₃ + 3 NaCl

Fe (НЕТ₃)₃+ 3 NaOH → Fe (ОН)₃+ 3 NaNO₃

Фактически, при растворении в воде чистый FeCl₃будет гидролизовать до некоторой степени, с получением указанного в оксигидроксид и делают кислый раствор:

FeCl₃+ 2 часа₂O FeOOH + 3 HCl

Следовательно, это соединение также можно получить разложением кислых растворов хлорида железа (III), выдерживаемых вблизи точки кипения в течение нескольких дней или недель:

FeCl₃+ 2 часа₂O → FeOOH ₍ тв. ₎ + 3 HCl _(г)

(Тот же процесс применяется к нитрату железа (III) Fe (NO₃)₃или перхлорат Fe (ClO₄)₃вместо растворов образуются частицы α- Fe₂О₃.)

Другой подобный путь — разложение нитрата железа (III), растворенного в стеариновой кислоте, примерно при 120 ° C.

Оксигидроксид, полученный из хлорида железа, обычно представляет собой β-полиморф (акаганеит), часто в форме тонких игл.

Оксигидроксид также можно получить твердофазным превращением из тетрагидрата хлорида железа (II) FeCl.₂· 4 H₂O .

Соединение также легко образуется при контакте с воздухом гидроксида железа (II) :

4 Fe (OH)₂+ O₂→ 4 FeOOH + 2 H₂О

Гидроксид железа (II) также можно окислить перекисью водорода в присутствии кислоты:

2 Fe (OH)₂+ H₂О₂→ 2 Fe (OH)₃

Гидроксид железа Fe(OH)3(III)

Физические свойства Fe(OH)₃:

вещество рыхлой консистенции красно-коричневого цвета.

Химические свойства Fe(OH)₃:

• Fe(OH)₃ является слабым основанием;
• Fe(OH)₃ проявляет амфотерные свойства с преобладанием оснОвных;
• реагирует с разбавленными кислотами с образованием солей:
  Fe(OH)₃+3HCl = FeCl₃+3H₂O
• реагирует с концентрированными растворами щелочей при длительном нагревании с образованием устойчивых гидроксокомплексов:
  Fe(OH)₃+3NaOH = Na₃[Fe(OH)₆]
• при нагревании разлагается с образованием оксида железа (III):
  2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃+3H₂O
• Fe(OH)₃ получают из солей железа (III) при их взаимодействии с щелочами:
  Fe(OH)₃+3NaOH = Fe(OH)₃↓+3NaCl

Поскольку, под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2, все соединения железа со степенью окисления +3 являются окислителями:
2Fe+3Cl₃+2KI-1 = 2Fe+2Cl₂+2KCl+I₂

Качественные реакции на катион железа (III):

• катионы Fe+3 обнаруживаются действием желтой кровяной соли (гексацианоферрат калия) — реакция идет с выпадением берлинской лазури (осадка темно-синего цвета):
  4Fe+3Cl₃+3K₄[Fe(CN)₆]-4 = Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓+12KCl
• катионы Fe+3 обнаруживаются роданидом аммония (в результате реакции образуется роданид железа красного цвета):
  Fe+3Cl₃+3NH₄CNS- Fe(CNS)₃+3NH₄Cl

Реакции

Самая важная реакция — это его карботермическое восстановление , в результате которого получают железо, используемое в производстве стали:

Fe ₂ O ₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO ₂

Другая окислительно-восстановительная реакция — это чрезвычайно экзотермическая термитная реакция с алюминием .

2 Al + Fe ₂ O ₃ → 2 Fe + Al ₂ O ₃

Этот процесс используется для сварки толстых металлов, таких как рельсы железнодорожных путей, с использованием керамического контейнера для воронки расплавленного железа между двумя секциями рельса. Термит также используется в оружии и для изготовления небольших чугунных скульптур и инструментов.

При частичном восстановлении водородом при температуре около 400 ° C образуется магнетит, черный магнитный материал, содержащий как Fe (III), так и Fe (II):

3 Fe ₂ O ₃ + H ₂ → 2 Fe ₃ O ₄ + H ₂ O

Оксид железа (III) нерастворим в воде, но легко растворяется в сильной кислоте, например соляной и серной кислотах . Он также хорошо растворяется в растворах хелатирующих агентов, таких как ЭДТА и щавелевая кислота .

Нагревание оксидов железа (III) с оксидами или карбонатами других металлов дает материалы, известные как ферраты (феррат (III)):

ZnO + Fe ₂ O ₃ → Zn (FeO ₂ ) ₂