Оксид заліза(III)

Мінерал магнетит

Fe₂O₃ є найбільш стійкою оксигеновмісною сполукою заліза з тих, що зустрічаються у природі. Даний оксид поширений не лише у вільному стані, а й у складі залізних руд. До їхнього числа належать, зокрема, мінерали магнетит (FeO·Fe₂O₃), гематит (α-Fe₂O₃), лимоніт (Fe₂O₃·H₂O) тощо.

Структура типу гематит

Оксид заліза(III) здатен перебувати у трьох структурних модифікаціях: α-, γ- та δ-формах. Найбільш поширеною з них є α-модифікація — оксид саме цього типу перебуває у природі у вигляді мінералів. Структуру такої модифікації має, наприклад, мінерал гематит. α-Модифікація утворюється при обпалюванні заліза (за температури вище 200 °C) або мінералу піриту FeS₂, а також при тривалому нагріванні оксиду у γ-формі. α-Fe₂O₃ є парамагнітним.

Структура типу корунд

γ-Fe₂O₃ має структуру типу корунду — мінералу оксиду алюмінію. Дана форма утворюється при низькотемпературному окисненні заліза (нижче 200 °C), при окисненні Fe₃O₄ або нагріванням α-форми при 300 °C (але за нагрівання вище 400 °C переходить назад у α-форму). γ-Модифікація є феромагнітною.

Модифікація δ-Fe₂O₃ є феромагнітною та утворюється в розчинах в результаті окиснення сполук Fe(II) лугами.

Оксид заліза(III) отримують окисненням заліза, а також деяких його бінарних сполук, наприклад, мінералу піриту:

${\displaystyle \mathrm {4Fe+3O_{2}{\xrightarrow {t}}2Fe_{2}O_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {4FeS_{2}+11O_{2}{\xrightarrow {800^{o}C}}2Fe_{2}O_{3}+8SO_{2}} }$

Іншим способом є термічне розкладання оксигеновмісних сполук Fe(II) та Fe(III):

${\displaystyle \mathrm {2Fe(OH)_{3}{\xrightarrow {700^{o}C}}Fe_{2}O_{3}+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {4FeCO_{3}+O_{2}{\xrightarrow {500^{o}C}}2Fe_{2}O_{3}+4CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {4FeSO_{4}\rightarrow 2Fe_{2}O_{3}+4SO_{2}+O_{2}} }$ (утворюються домішки SO₃)

Також оксид заліза утворюватиметься при нагріванні його галогенідів у струмені водяної пари:

${\displaystyle \mathrm {2(FeCl_{3}\cdot 6H_{2}O)+6H_{2}O{\xrightarrow {>250^{o}C}}Fe_{2}O_{3}+6HCl+9H_{2}O} }$

Fe₂O₃ є стійкою сполукою, він не розчиняється у воді, амоніаку (не утворює комплексні сполуки). При високотемпературному нагріванні він може розкладатися з утворенням змішаного оксиду Fe₃O₄

${\displaystyle \mathrm {2Fe_{2}O_{3}{\xrightarrow {1200-1390^{o}C}}2(FeO\cdot Fe_{2}O_{3})+O_{2}} }$

Оксид проявляє слабкі амфотерні властивості: розчиняється у кислотах, а також при сплавленні з лугами й іншими осно́вними сполуками утворює ферати:

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+6HCl{\xrightarrow {\tau }}2FeCl_{3}+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+6HCl_{(gas)}{\xrightarrow {500^{o}C,[Cl_{2}]}}2FeCl_{3}+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+3H_{2}SO_{4}\rightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+2NaOH_{(conc.)}{\xrightarrow {600^{o}C}}2NaFeO_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+Na_{2}CO_{3}{\xrightarrow {800-900^{o}C}}2NaFeO_{2}+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2Fe_{2}O_{3}+8Na_{2}O+O_{2}{\xrightarrow {450^{o}C}}4Na_{4}FeO_{4}} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+ZnO{\xrightarrow {t}}[ZnFe_{2}]O_{4}} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+Fe{\xrightarrow {900^{o}C}}3FeO} }$

Fe₂O₃ відновлюється воднем та оксидом вуглецю CO:

${\displaystyle \mathrm {3Fe_{2}O_{3}+H_{2}{\xrightarrow {400^{o}C}}2Fe_{3}O_{4}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+3H_{2}{\xrightarrow {900^{o}C}}2Fe+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {3Fe_{2}O_{3}+CO{\xrightarrow {400^{o}C}}2Fe_{3}O_{4}+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+CO{\xrightarrow {500-600^{o}C}}2FeO+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}+3CO{\xrightarrow {700^{o}C}}2Fe+3CO_{2}} }$

Оксид заліза може використовуватися у різних галузях, в залежності від його структури. α-Fe₂O₃ застосовується для отримання чистого заліза, у виготовленні футеровки, цементу, а також поглинальної маси в очистці газів. γ-Модицікація використовується як складова шару магнітних стрічок.

Деякі природні різновиди Fe₂O₃ застосовують для виготовлення коричневої масляної фарби під технічними назвами «залізний сурик», «вохра», або «мумія».

• Залізні руди
• Оксиди заліза

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Реми Г. Курс неорганической химии / А. В. Новоселова. — М. : ИИЛ, 1966. — Т. 2. — 833 с. (рос.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М. : "Мир", 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)
• Химический энциклопедический словарь / И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — 792 с. (рос.)