Оксид железа(II,III)
| Оксид железа(II,III) | |
|---|---|
 | |
| Общие | |
| Систематическое наименование |
Оксид железа(II,III) |
| Традиционные названия | закись-окись железа, железная окалина, магнетит, магнитный железняк |
| Хим. формула | [math]\ce{ Fe3O4 }[/math] |
| Физические свойства | |
| Состояние | чёрные кристаллы |
| Молярная масса | 231,54 г/моль |
| Плотность | 5,11; 5,18 г/см³ |
| Твёрдость | 5,6-6,5 |
| Термические свойства | |
| Температура | |
| • плавления | разл. 1538; 1590; 1594 °C |
| Мол. теплоёмк. | 144,63 Дж/(моль·К) |
| Энтальпия | |
| • образования | −1120 кДж/моль |
| Классификация | |
| Рег. номер CAS | 1317-61-9 |
| PubChem | 16211978 |
| SMILES | |
| ChEBI | CHEBI:50821 |
| Безопасность | |
| NFPA 704 | |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Окси́д желе́за(II,III), за́кись-о́кись железа, желе́зная ока́лина — неорганическое соединение, двойной оксид металла железа с формулой [math]\ce{ Fe3O4 }[/math] или [math]\ce{ FeO.Fe2O3 }[/math], чёрные кристаллы, не растворимые в воде, существует кристаллогидрат.
Образуется на поверхности стальных и железных предметов в виде слоя чёрной окалины при их накаливании на воздухе.
Нахождение в природе
В природе встречаются большие залежи минерала магнетита (магнитного железняка) — [math]\ce{ Fe3O4 }[/math] с различными примесями.
В виде нанокристаллов (размером 42—45 нм) магнетит обнаружен в чувствительных к магнитному полю бактериях[1] и ткани клюва почтовых голубей[2].
Получение
Сжигание порошкообразного железа на воздухе:
- [math]\ce{ 3 Fe + 2 O2 ->[150-600^oC] Fe3O4 }[/math].
Действие перегретого пара на железо:
- [math]\ce{ 3 Fe + 4 H2O ->[800^oC] Fe3O4 + 4 H2 }[/math].
Осторожное восстановление оксида железа(III) водородом:
- [math]\ce{ 3 Fe2O3 + H2 ->[400^oC] 2 Fe3O4 + H2O }[/math].
Восстановление оксидом углерода (II):
[math]\ce{ CO + 3Fe2O3->2Fe3O4 + CO2 }[/math]
Физические свойства
Оксид железа(II,III) при комнатной температуре образует чёрные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F d3m, параметры ячейки a = 0,8393 нм, Z = 8 (структура обращённой шпинели). При 627 °С α-форма переходит в β-форму. При температуре ниже 120—125 К устойчива моноклинная форма.
Ферримагнетик с точкой Кюри 858 К (572 °С)[3].
Обладает некоторой электрической проводимостью. Электропроводность низкая. Полупроводник.
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 (фазового перехода от кубической к низкотемпературной моноклинной структуре, существующей ниже TV = 120—125 К)[4]. Электропроводность моноклинного низкотемпературного магнетита на 2 порядка ниже, чем кубического (~1 Ом−1·см−1 при TV); 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[5].
Измеренная величина электропроводности поликристаллического магнетита в зависимости от наличия трещин и их ориентации может отличаться в сотни раз.
Образует кристаллогидрат состава [math]\ce{ Fe3O4.2H2O }[/math].
Химические свойства
Разлагается при нагревании:
- [math]\ce{ 2 Fe3O4 ->[1538^oC] 6 FeO + O2 }[/math].
Реагирует с разбавленными кислотами:
- [math]\ce{ Fe3O4 + 8 HCl -> FeCl2 + 2 FeCl3 + 4 H2O }[/math].
Реагирует с концентрированными окисляющими кислотами:
- [math]\ce{ Fe3O4 + 10 HNO3 -> 3 Fe(NO3)3 + NO2 ^ + 5 H2O }[/math]
Реагирует с щелочами при сплавлении:
- [math]\ce{ Fe3O4 + 14 NaOH ->[400-500^oC] Na4FeO3 + 2 Na5FeO4 + 7 H2O }[/math].
Окисляется кислородом воздуха:
- [math]\ce{ 4 Fe3O4 + O2 ->[450-600^oC] 6 Fe2O3 }[/math].
Восстанавливается водородом и монооксидом углерода:
- [math]\ce{ Fe3O4 + 4 H2 ->[1000^oC] 3 Fe + 4 H2O }[/math],
- [math]\ce{ Fe3O4 + 4 CO ->[700^oC] 3 Fe + 4 CO2 }[/math].
Конпропорционирует при спекании с металлическим железом:
- [math]\ce{ Fe3O4 + Fe ->[900-1000^oC] 4 FeO }[/math].
Применение
- Для изготовления специальных электродов.
- В качестве чёрного пигмента[6].
- В составе термитных смесей[7].
- Нанокристаллы используются в качестве контрастирующего вещества в медицинской диагностике с помощью магнитно-резонансной томографии[8].
- В пищевой промышленности используются в качестве пищевого красителя (E172).
Примечания
- ↑ Cornell, Rochelle M. The Iron Oxides: Structure, Properties, Reactions, Occurrences and Uses / Rochelle M. Cornell, Udo Schwertmann. — Wiley-VCH, 2007. — ISBN 3-527-60644-0.
- ↑ (December 2000) «Superparamagnetic magnetite in the upper beak tissue of homing pigeons». Biometals 13 (4): 325–31. doi:10.1023/A:1009214526685. PMID 11247039.
- ↑ Точки Кюри некоторых веществ.. Дата обращения: 7 декабря 2020. Архивировано 31 марта 2014 года.
- ↑ Verwey E. J. W., Haayman P. W. Electronic Conductivity and Transition Point of Magnetite («Fe3O4») (нем.) // Physica. — 1941. — Bd. 8, H. 9. — S. 979—987. — doi:10.1016/S0031-8914(41)80005-6. — .
- ↑ Substance: Fe3O4. Property: electrical conductivity // Semiconductors / Eds.: O. Madelung et al. — Springer, 2000. — ISBN 978-3-540-64966-3.
- ↑ Gunter Buxbaum, Gerhard Pfaff (2005) Industrial Inorganic Pigments 3d edition Wiley-VCH ISBN 3-527-30363-4
- ↑ Thermite. Amazing Rust.com (7 февраля 2001). Дата обращения: 12 октября 2011. Архивировано 7 июля 2011 года.
- ↑ (April 1999) «Synthesis of Iron Oxide Nanoparticles Used as MRI Contrast Agents: A Parametric Study». Journal of Colloid and Interface Science 212 (2): 474–482. doi:10.1006/jcis.1998.6053. PMID 10092379. .
Литература
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
- Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр.. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
- Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.